Forskjellen mellom eksoterm og eksergonisk

Klassifiseringene endoterm og eksoterm refererer til overføring av varme $ q $ eller endringer i entalpi $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Klassifiseringene endergonic og exergonic refererer til endringer i fri energi (vanligvis Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Hvis reaksjonene karakteriseres og balanseres utelukkende av varmeoverføring (eller endring i entalpi), vil du bruke reaksjonsentalpi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Så er det tre tilfeller å skille mellom:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, en eksoterm reaksjon som frigjør varme til omgivelsene (temperatur øker)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, ingen nettobytte av varme
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, en endoterm reaksjon som absorberer varme fra omgivelsene (temperaturen synker )

I 1876, Thomson og Berthelot beskrev denne drivkraften i et prinsipp angående tilhørighet av reaksjoner. for dem var det bare eksoterme reaksjoner som var mulige.

Men hvordan ville du for eksempel forklare at våte kluter ble hengt opp på en tøylinje – tørre, jevne i løpet av kald vinter? Takk til verk av von Helmholtz , van «t Hoff , Boltzmann (og andre) kan vi gjøre. Entropy $ S $, avhengig av antall tilgjengelige realisasjoner av reaktantene («beskriver graden av orden») må nødvendigvis også tas i betraktning.

Disse to bidrar til det maksimale arbeidet en reaksjon kan produsere, beskrevet av Gibbs fri energi $ G $. Dette er spesielt viktig med tanke på reaksjoner med gasser, fordi antall tilgjengelige realisasjoner av reaktantene («grad eller orden») kan endres ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ kan være stor). For en gitt reaksjon er endringen i reaksjonen Gibbs fri energi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Der er det tre tilfeller å skille mellom:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, en eksergonisk reaksjon, «runni ng frivillig «fra venstre til høyre side av reaksjonsligningen (reagerer spontant som skrevet)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, tilstanden til termodynamisk likevekt, dvs. på makroskopisk nivå, er det ingen nettoreaksjon eller
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, en endergonic reaksjon, som enten trenger energiinngang fra utsiden for å løpe fra venstre til høyre side av reaksjonsligningen eller på annen måte løper bakover, fra høyre til venstre side (reaksjonen er spontan i motsatt retning)

Reaksjoner kan klassifiseres i henhold til reaksjonsentalpi, reaksjonsentropi, fri reaksjonsentalpi – selv samtidig – og favoriserer alltid en eksergonisk reaksjon:

1. Eksempel, forbrenning av propan med oksygen , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Siden både varmespredning ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, eksoterm) og økning av antall partikler ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) favoriserer reaksjonen, det er en eksergonisk reaksjon ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Eksempel, reaksjon av dioksygen til ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Dette er en endergonisk reaksjon ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), fordi antall molekyler avtar ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) og samtidig det er endotermisk ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) også.
3. Vanngassreaksjon , der vanndamp ledes over fast karbon $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Bare ved temperaturer $ T $ som gir et entropisk bidrag $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, en endoterm reaksjon kan bli eksergonisk.
4. Reaksjon av hydrogen og oksygen for å gi vanndamp, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Dette er en eksoterm reaksjon ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) med avtagende antall partikler ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Bare ved temperaturer på eller under $ T $ med $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ det er en makroskopisk reaksjon. Med andre ord, selv om reaksjonen fungerer bra ved romtemperatur, ved høye temperaturer (f.eks. 6000 K), kjører ikke denne reaksjonen.

Tross alt, vær oppmerksom på at dette handler om termodynamikk. , og ikke kinetikk. Det er også indikasjoner på spontanitet i en reaksjon.

Kommentarer

• Så de ‘ er bare synonymer for spontan og ikke-spontan?
• @ bruker3932000 Nei, de er ikke synonymer for spontan eller ikke-spontan. De vurderer energiforskjellen og sammenligner energitilstanden til utgangsmaterialet / materialene med det ene produktet / produktene.
• Er de da to måter å uttrykke de samme tilstandene på? Eksergonisk / endergonisk når man beskriver energiforskjeller, og spontan / ikke-spontan når man beskriver reaksjonstermodynamikk.

Begge eksergoniske og eksoterme reaksjoner frigjør energi, men frigitte energier har forskjellige betydninger som følger:

• Eksoterm reaksjon

  • frigitt energi kalles bare energi
  • Energi av reaktanter er større enn for produkter
  • Reaksjonssystemets energi avtar i forhold til energien til de omgivende, dvs. omgivelsene blir varmere.

• Eksergonisk reaksjon

  • Energi frigjort, har et spesielt navn kalt Gibbs energi eller Gibbs fri energi
  • Energireaktanter er større enn produktene
  • Det har ingenting å gjøre med hvor varme eller kalde reaktanter blir. Har en mer kjemisk betydning – den er relatert til reaksjonens spontanitet; dermed betyr det alltid at en reaksjon er gjennomførbar, dvs. reaksjon vil alltid skje.

Oppsummert, mens en eksergonisk reaksjon betyr at en reaksjon er spontan, en eksoterm reaksjon har ikke noe med spontanitet å gjøre, men at en energi frigjøres til omgivelsene.

I eksoterm og Endotermiske reaksjoner vi snakker for det meste om endringene i potensiell energi, disse endringene har en tendens til å manifestere seg som strømmen av varme under konstant trykkforhold rundt den første termodynamiske loven. Når vi måler entalpi, måler vi energien som er involvert i dannelsen / brytningen av kjemiske bindinger i en bestemt reaksjon.

Dette er en veldig nyttig beregning for å forutsi hvilke forbindelser som vil danne seg under visse forhold og de TOTALE potensielle energiforandringene. Den andre loven om termodynamikk forteller oss at vi ikke kan bruke HELE energien i en kjemisk reaksjon til å gjøre arbeid, bare en liten mengde . Så vi måtte komme med Endergonic og Exergonic for å forklare hvordan endringer i GIBBS FREE ENERGY fungerer med en kjemisk reaksjon

TLDR: Exo / Endotehrmic vi måler endringer i potensielle energitilstander

kan ikke bruke all potensiell energi for å få jobben gjort

må måle energi vi kan bruke til arbeid som energonisk og eksergonisk

For en eksoterm reaksjon, $ \ Delta H \ lt0 $. For en eksergonisk reaksjonsbegrensning er (fra Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Derfor, selv om $ \ Delta H > 0 $ (endoterm reaksjon), kan en reaksjon være eksergonisk forutsatt at den følger begrensningen for den ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; høy temperatur eller større nr. av grad av frihet). Så det er ikke noe slikt pålegg om at en reaksjon må være eksoterm hvis den er eksergonisk eller omvendt.

Kommentarer

• Vennligst rediger svaret ditt – som skrevet, er den ‘ ufullstendig. Se denne stilveiledningen for hvordan du kan sette innleggene dine.