발열과 운동의 차이

흡열 및 발열 분류는 열 전달 $ q $ 또는 엔탈피 $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $의 변화를 나타냅니다. 분류 endergonic 및 exergonic 은 자유 에너지 (일반적으로 Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $의 변화를 나타냅니다.

반응이 열 전달 (또는 엔탈피의 변화)에 의해서만 특성화되고 균형을 이루는 경우 “반응 엔탈피 $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R을 사용합니다. }} H $.

그런 다음 세 가지 경우를 구별 할 수 있습니다.

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, 주변으로 열을 방출하는 발열 반응 (온도 상승)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, 순 교환 없음 열의
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, 주변에서 열을 흡수하는 흡열 반응 (온도가 낮아짐) )

1876 년, Thomson 및 Berthelot 반응의 친화도에 관한 원칙 에서이 추진력을 설명했습니다. 그들에게는 발열 반응 만 가능했습니다.

예를 들어 젖은 천을 천 줄에 매달아 놓는 경우, 추운 겨울 심지어 건조하는 경우를 어떻게 설명 하시겠습니까? von Helmholtz , van “t Hoff , Boltzmann (및 기타) 우리가 할 수 있습니다. 엔트로피 $ S $, 반응물의 접근 가능한 실현 수에 따라 다름 ( “순서 설명”)도 반드시 고려되어야합니다.

이 두 가지는 Gibbs free energy $ G $. 이것은 가스와의 반응을 고려할 때 특히 중요합니다. 반응물의 접근 가능한 실현 수 ( “정도 또는 순서”)가 변경 될 수 있기 때문입니다 ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $가 클 수 있음) 주어진 반응에 대해 Gibbs 자유 에너지의 반응 변화는 $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H- T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

그런 다음 세 가지 경우를 구별 할 수 있습니다.

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, exergonic 반응, “runni ng 자발적으로 “반응 방정식의 왼쪽에서 오른쪽으로 (반응은 작성된대로 자발적 임)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, 열역학 상태 평형, 즉 거시적 수준에서 순 반응이 없거나
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, endergonic 반응 : 반응 방정식의 왼쪽에서 오른쪽으로 실행하기 위해 외부로부터 에너지 입력이 필요하거나 그렇지 않으면 오른쪽에서 왼쪽으로 거꾸로 실행됩니다 (반응은 역방향으로 자발적 임).

반응은 반응 엔탈피, 반응 엔트로피, 자유 반응 엔탈피에 따라 분류 될 수 있습니다 (동시에라도) : 항상 엑서 고닉 반응을 선호합니다.

1. 예, 산소와 함께 프로판의 연소 , $ \ ce {5 O2 + C3H8-> 4H2O + 3CO2} $. 열 방출 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, 발열)과 입자 수 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) 반응을 선호합니다. 간결한 반응입니다 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. 예 : 이산 소와 오존의 반응, $ \ ce {3 O2-> 2 O3} $. 이것은 분자 수가 감소하기 때문에 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $) ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) 그리고 동시에 흡열 성입니다 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $)도 마찬가지입니다.
3. 수증기가 고체 탄소 $ \ ce {H2O + C 위로 유도되는 수증기 반응 < = > CO + H2} $. 온도 $ T $에서 엔트로피 기여도 발생 $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, 흡열 반응이 과열 될 수 있습니다.
4. 수증기를 생성하는 수소와 산소의 반응, $ \ ce {2 H2 + O2-> 2 H2O} $.이것은 발열 반응 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $)이며 입자 수 ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S |가있는 $ T $ 이하의 온도에서만 < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ 거시적 인 반응이 있습니다. 즉, 반응은 실온, 고온 (예 : 6000 K)에서는 잘 작동하지만이 반응은 실행되지 않습니다.

결국 열역학에 관한 것임을 명심하십시오. , 동역학이 아닙니다. 반응의 자발성에 대한 표시도 있습니다.

댓글

• 따라서 ' 동의어 일뿐입니다. 자연스럽고 자연스럽지 않습니까?
• @ user3932000 아니요, 자연 스럽거나 자연스럽지 않은 동의어가 아닙니다. 에너지 차이를 평가하여 출발 물질의 에너지 상태와 제품의 에너지 상태를 비교합니다.
• 그런 다음 두 가지 방식으로 동일한 상태를 표현합니까? 에너지 차이를 설명 할 때는 Exergonic / endergonic, 반응 열역학을 설명 할 때는 자발적 / 비자발적입니다.

둘 다 exergonic 발열 반응은 에너지를 방출하지만 방출되는 에너지는 다음과 같이 다른 의미를 갖습니다.

• 발열 반응

  • 방출 된 에너지는 에너지라고합니다. li>
  • 반응물의 에너지가 생성물의 에너지보다 큽니다.
  • 반응 시스템의 에너지는 주변의 에너지에 비해 감소합니다. 즉 주변이 더 뜨거워집니다.

• Exergonic reaction

  • 에너지 방출, Gibbs 에너지 또는 Gibbs free energy라는 특별한 이름이 있습니다.
  • 에너지 반응물은 제품보다 큽니다.
  • 반응물이 얼마나 뜨거워 지거나 차가워 지는지와는 무관합니다. 더 화학적 의미가 있습니다-반응의 자발성과 관련이 있습니다. 따라서 항상 반응이 가능함을 의미합니다. 즉, 반응이 항상 발생합니다.

요약하면, exergonic 반응은 반응이 자발적임을 의미합니다. 발열 반응은 자발성과 관련이 없지만 에너지가 주변으로 방출됩니다.

발열 및 흡열 반응 우리는 주로 위치 에너지의 변화에 대해 이야기하고 있으며, 이러한 변화는 열역학 제 1 법칙에 따라 일정한 압력 조건 하에서 열의 흐름으로 나타나는 경향이 있습니다. 엔탈피를 측정 할 때 특정 반응에서 화학 결합의 형성 / 파괴와 관련된 에너지를 측정합니다.

그러나 특정 조건에서 어떤 화합물이 형성되고 총 위치 에너지 변화를 예측하는 데 매우 유용한 측정 항목입니다. 열역학 제 2 법칙은 화학 반응에서 모든 에너지를 사용하여 작업을 수행 할 수 없다고 말합니다. . 그래서 우리는 GIBBS FREE ENERGY의 변화가 화학 반응과 어떻게 작용하는지 설명하기 위해 Endergonic과 Exergonic을 만들어야했습니다.

TLDR : Exo / Endotehrmic 우리는 위치 에너지 상태의 변화를 측정하고 있습니다

작업을 완료하기 위해 모든 위치 에너지를 사용할 수 없습니다

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우리가 활기차고 활기차게 일하는 데 사용할 수있는 에너지를 측정해야합니다.

발열 반응의 경우 $ \ Delta H \ lt0 $. exergonic 반응 제약은 (Gibbs-Helmholtz eqn에서) : $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ 따라서 $ \ Delta H > 0 $ (흡열 반응), 제약 조건 ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; 고온 이상 없음. 자유도). 따라서 반응이 exergonic이거나 그 반대 인 경우 발열해야하는 그러한 부과는 없습니다.

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