Skillnad mellan exoterm och exergon

Klassificeringarna endotermiska och exotermiska hänför sig till överföring av värme $ q $ eller förändringar i entalpi $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Klassificeringarna endergonic och exergonic hänvisar till förändringar i fri energi (vanligtvis Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Om reaktioner kännetecknas och balanseras av enbart värmeöverföring (eller förändring i entalpi), kommer du att använda reaktionsentalpi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Sedan finns det tre fall att skilja på:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, en exoterm reaktion som släpper ut värme till omgivningen (temperatur ökar)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, inget nettobörde värme
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, en endoterm reaktion som absorberar värme från omgivningen (temperaturen minskar )

År 1876 Thomson och Berthelot beskrev denna drivkraft i en -princip när det gäller reaktioner. för dem var det bara exoterma reaktioner som var möjliga.

Men hur skulle du till exempel förklara att våta dukar hängde upp på en tyglinje – torra, jämnt under kall vinter? Tack vare verk av von Helmholtz , van ”t Hoff , Boltzmann (och andra) kan vi göra. Entropy $ S $, beroende på antalet tillgängliga realisationer av reaktanterna (”som beskriver ordningsgraden”) måste nödvändigtvis också beaktas.

Dessa två bidrar till det maximala arbete som en reaktion kan producera, beskriven av Gibbs fri energi $ G $. Detta är särskilt viktigt med tanke på reaktioner med gaser, eftersom antalet tillgängliga realisationer av reaktanterna (”grad eller ordning”) kan förändras ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ kan vara stor). För en given reaktion är förändringen i reaktion Gibbs fri energi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Sedan finns det tre fall att skilja på:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, en exergonisk reaktion, ”runni ng frivilligt ”från vänster till höger om reaktionsekvationen (reagera är spontan som skrivet)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, termodynamiskt tillstånd jämvikt, det vill säga på makroskopisk nivå, det finns ingen nätreaktion eller
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, en endergonisk reaktion, som antingen behöver energiinmatning från utsidan för att springa från vänster till höger om reaktionsekvationen eller på annat sätt går bakåt, från höger till vänster (reaktionen är spontan i omvänd riktning) / ol>

   Reaktioner kan klassificeras efter reaktionsentalpi, reaktionsentropi, fri reaktionsentalpi – även samtidigt – gynnar alltid en exergonisk reaktion:

   1. Exempel, förbränning av propan med syre , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Eftersom både värmeavledning ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exoterm) och ökning av antalet partiklar ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) gynnar reaktionen, det är en exergonisk reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
   2. Exempel, reaktion av dioxygen till ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Detta är en endergonisk reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), eftersom antalet molekyler minskar ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) och samtidigt det är endotermiskt ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) också.
   3. Vattengasreaktion , där vattenånga styrs över fast kol $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Endast vid temperaturer $ T $ som ger ett entropiskt bidrag $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, en endoterm reaktion kan bli exergonisk.
   4. Reaktion av väte och syre för att ge vattenånga, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Detta är en exoterm reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) med minskande antal partiklar ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Endast vid temperaturer på eller under $ T $ med $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ det finns en makroskopisk reaktion. Med andra ord, medan reaktionen fungerar bra vid rumstemperatur, vid höga temperaturer (t.ex. 6000 K), går denna reaktion inte.

   När allt kommer omkring, kom ihåg att detta handlar om termodynamik och inte kinetik. Det finns också indikationer på spontanitet i en reaktion.

   Kommentarer

   • Så de ’ är bara synonymer för spontan och icke-spontan?
   • @ user3932000 Nej, de är inte synonymer för spontan eller icke-spontan. De bedömer energidifferensen och jämför energitillståndet för utgångsmaterialet med det / de av produkten / produkterna.
   • Är det då två sätt att uttrycka samma tillstånd? Exergonisk / endergonisk när man beskriver energidifferenser, och spontan / icke-spontan när man beskriver reaktionstermodynamik.

Båda exergoniska och exoterma reaktioner frigör energi, men de frigjorda energierna har olika betydelser enligt följande:

• Exoterm reaktion

  • frigjord energi kallas bara energi
  • Reaktanternas energi är större än för produkter
  • Reaktionssystemets energi minskar i förhållande till omgivningen, dvs. omgivningen blir varmare.

• Exergonisk reaktion

  • Energi som frigörs, har ett speciellt namn som heter Gibbs energi eller Gibbs fri energi
  • Energireaktanter är större än för produkterna
  • Det har ingenting att göra med hur heta eller kalla reaktanter blir. Har en mer kemisk betydelse – den hänför sig till reaktionens spontanitet; så betyder det alltid att en reaktion är genomförbar, dvs reaktion kommer alltid att ske.

Sammanfattningsvis, medan en exergonreaktion innebär att en reaktion är spontan, en exoterm reaktion har inget att göra med spontanitet utan att en energi släpps ut till omgivningen.

I exotermisk och Endotermiska reaktioner vi pratar mest om förändringarna i potentiell energi, dessa förändringar tenderar att manifestera sig som värmeflöde under konstanta tryckförhållanden runt den första lagen om termodynamik. När vi mäter entalpi mäter vi energin som är involverad i bildandet / brytningen av kemiska bindningar i en viss reaktion.

Detta är en mycket användbart mått för att förutsäga vilka föreningar som kommer att bildas under vissa förhållanden och de TOTALA potentiella energiförändringarna .. den andra lagen om termodynamik säger oss att vi inte kan använda HELA energin i en kemisk reaktion för att göra arbete, bara en liten mängd . Så vi var tvungna att komma med Endergonic och Exergonic för att förklara hur förändringar i GIBBS FREE ENERGY fungerar med en kemisk reaktion

TLDR: Exo / Endotehrmic vi mäter förändringar i potentiella energitillstånd

kan inte använda all potentiell energi för att få jobbet gjort

måste mäta energi vi kan använda för att arbeta som energiska och exergoniska

För en exoterm reaktion, $ \ Delta H \ lt0 $. För en exergonisk reaktionsbegränsning är (från Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Därför, även om $ \ Delta H > 0 $ (endoterm reaktion), en reaktion kan vara exergon förutsatt att den följer begränsningen för den ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; hög temperatur eller större nr. frihet). Så det finns ingen sådan påförande att en reaktion måste vara exoterm om den är exergonisk eller vice versa.

Kommentarer

• Redigera ditt svar – som skrivet är det ’ ofullständigt. Se denna stilguide för hur du anger dina inlägg.