Verschil tussen exotherme en exergonische

De classificaties endotherm en exotherm verwijzen naar warmteoverdracht $ q $ of veranderingen in enthalpie $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. De classificaties endergonic en exergonic verwijzen naar veranderingen in vrije energie (meestal de Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Als reacties worden gekenmerkt en gecompenseerd door uitsluitend warmteoverdracht (of verandering in enthalpie), dan gebruik je reactie-enthalpie $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Dan zijn er drie gevallen om te onderscheiden:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, een exotherme reactie die warmte afgeeft aan de omgeving (temperatuurstijgingen)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, geen netto-uitwisseling warmte
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, een endotherme reactie die warmte uit de omgeving absorbeert (temperatuur daalt )

In 1876, Thomson en Berthelot beschreef deze drijvende kracht in een -principe met betrekking tot de affiniteiten van reacties. Volgens voor hen waren alleen exotherme reacties mogelijk.

Maar hoe zou je bijvoorbeeld verklaren dat natte kleding aan een waslijn wordt opgehangen – droog, zelfs tijdens de koude winter? Dankzij werken van von Helmholtz , van “t Hoff , Boltzmann (en anderen) kunnen we doen. Entropie $ S $, afhankelijk van het aantal toegankelijke realisaties van de reactanten (“beschrijven van de mate van orde”) moet noodzakelijkerwijs ook in aanmerking worden genomen.

Deze twee dragen bij aan het maximale werk dat een reactie kan opleveren, beschreven door de Gibbs-vrije energie $ G $. Dit is met name van belang gezien reacties met gassen, omdat het aantal toegankelijke realisaties van de reactanten (“graad of volgorde”) kan veranderen ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ kan groot zijn). Voor een gegeven reactie is de verandering in reactie Gibbs-vrije energie $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Dan zijn er drie gevallen te onderscheiden:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, een exergonische reactie, “runni ng vrijwillig “van links naar rechts van de reactievergelijking (react is spontaan zoals geschreven)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, de toestand van thermodynamisch evenwicht, dwz op macroscopisch niveau, is er geen netto reactie of
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, een endergonische reactie, die ofwel energie-input van buiten nodig heeft om van links naar rechts van de reactievergelijking te lopen of anderszins achteruit loopt, van rechts naar links (reactie is spontaan in de omgekeerde richting)

Reacties kunnen worden geclassificeerd op basis van reactie-enthalpie, reactie-entropie, vrije reactie-enthalpie – zelfs gelijktijdig – waarbij altijd een exergonische reactie wordt bevorderd:

1. Voorbeeld, verbranding van propaan met zuurstof , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Aangezien zowel warmteafvoer ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotherm) en toename van het aantal deeltjes ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) geven de voorkeur aan de reactie, het is een exergonische reactie ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Voorbeeld, reactie van dizuurstof op ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Dit is een endergonische reactie ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), omdat het aantal moleculen afneemt ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) en tegelijkertijd het is endotherm ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
3. Watergasreactie , waarbij waterdamp over vaste koolstof $ \ ce {H2O + C wordt geleid < = > CO + H2} $. Alleen bij temperaturen $ T $ die een entropische bijdrage opleveren $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, een endotherme reactie kan exergonisch worden.
4. Reactie van waterstof en zuurstof om waterdamp te geven, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Dit is een exotherme reactie ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) met afnemend aantal deeltjes ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Alleen bij temperaturen op of onder $ T $ met $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ er is een macroscopische reactie. Met andere woorden, terwijl de reactie prima werkt bij kamertemperatuur, bij hoge temperaturen (bv. 6000 K), werkt deze reactie niet.

Houd er tenslotte rekening mee dat dit over thermodynamica gaat , en niet kinetiek. Er zijn ook aanwijzingen voor spontaniteit van een reactie.

Reacties

• Dus ‘ zijn slechts synoniemen voor spontaan en niet-spontaan?
• @ user3932000 Nee, het zijn geen synoniemen voor spontaan of niet-spontaan. Ze beoordelen het energieverschil en vergelijken de energietoestand van de uitgangsmaterialen met die van de product (en).
• Zijn het dan twee manieren om dezelfde toestanden uit te drukken? Exergonisch / endergonisch bij het beschrijven van energieverschillen en spontaan / niet-spontaan bij het beschrijven van reactiethermodynamica.

Beide exergonisch en exotherme reacties geven energie vrij, maar de vrijgekomen energieën hebben verschillende betekenissen als volgt:

• Exotherme reactie

  • Energie die vrijkomt, wordt gewoon energie genoemd
  • Energie van reactanten is groter dan die van producten
  • Energie van het reactiesysteem neemt af ten opzichte van die van de omgeving, dwz de omgeving wordt heter.

• Exergonische reactie

  • Energie die vrijkomt, heeft een speciale naam genaamd Gibbs-energie of Gibbs-vrije energie
  • Energiereactanten zijn groter dan die van de producten
  • Het heeft niets te maken met hoe hete of koude reactanten worden. Heeft een meer chemische betekenis – het heeft betrekking op de spontaniteit van de reactie; dus het betekent altijd dat een reactie haalbaar is, dat wil zeggen dat een reactie altijd zal plaatsvinden.

Samengevat, terwijl een exergonische reactie betekent dat een reactie spontaan is, een exotherme reactie heeft niets te maken met spontaniteit, maar dat er energie wordt afgegeven aan de omgeving.

In exotherme en Endotherme reacties we hebben het meestal over de veranderingen in potentiële energie, deze veranderingen manifesteren zich meestal als de warmtestroom onder constante drukcondities rond de eerste wet van de thermodynamica. Wanneer we enthalpie meten, meten we de energie die betrokken is bij de vorming / verbreking van chemische bindingen in een bepaalde reactie.

Dit is een zeer bruikbare metriek om te voorspellen welke verbindingen onder bepaalde omstandigheden zullen worden gevormd en de TOTALE potentiële energie verandert echter .. de 2e wet van de thermodynamica vertelt ons dat we niet ALLE energie in een chemische reactie kunnen gebruiken om werk te doen, slechts een kleine hoeveelheid ervan . Dus moesten we Endergonic en Exergonic bedenken om uit te leggen hoe veranderingen in GIBBS FREE ENERGY werken met een chemische reactie

TLDR: Exo / Endotehrmic we meten veranderingen in potentiële energietoestanden

kan niet alle potentiële energie gebruiken om het werk gedaan te krijgen

we moeten energie meten die we kunnen gebruiken voor werk als energetisch en exergonisch

Voor een exotherme reactie, $ \ Delta H \ lt0 $. Voor een exergonische reactie is beperking (van Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Vandaar, zelfs als $ \ Delta H > 0 $ (endotherme reactie), een reactie kan exergonisch zijn, op voorwaarde dat het de beperking volgt ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; hoge temperatuur of hoger nr. vrijheidsgraad). Er wordt dus niet zo opgelegd dat een reactie exotherm moet zijn als deze exergonisch is of vice versa.

Reacties

• Bewerk je antwoord alstublieft – zoals geschreven, is het ‘ onvolledig. Zie deze stijlgids voor hoe u uw berichten plaatst.

Ja, alle exergonische reacties zijn exotherm. Beschouw een reactie die spontaan optreedt, we weten dat er energie vrijkomt, dwz “$ \ ce {\ Delta H} $ is negatief” (aangezien een reactie of proces dat energie absorbeert deze niet-spontaan maakt) en volgens de tweede wet van de thermodynamica, entropie (of wanorde) van het systeem moet toenemen.

Negatieve $ \ ce {\ Delta H} $ en toenemende, positieve entropie maken samen $ \ ce {\ Delta G} $ negatief volgens de vergelijking: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ – ~ T \ Delta S} $ (waarbij $ \ ce {\ Delta} $ = wijzigen; G = Gibb ” s vrije energie; H = enthalpie; T = thermodynamische temperatuur en S = entropie). Dus als de enthalpie-verandering negatief is en de verandering in vrije energie negatief, zijn ze beide (respectievelijk) exotherm en exergonisch. Hetzelfde geldt voor endotherm en endergonisch .

Reacties

• Je eerste zin is onjuist. Zie hier voor een spontane (dwz exergonische) maar endotherme reactie. Voorbeelden zijn niet zo gebruikelijk omdat bij lage temperaturen de entropische factor vaak klein blijkt te zijn, dus veranderingen in vrije energie worden meestal beïnvloed door enthalpie-veranderingen.