Unterschied zwischen exothermer und exergonischer (Deutsch)

Die Klassifikationen endotherm und exotherm beziehen sich auf die Übertragung von Wärme $ q $ oder Änderungen der Enthalpie $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Die Klassifikationen endergonisch und exergonisch beziehen sich auf Änderungen der freien Energie (normalerweise die freie Gibbs-Energie) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Wenn Reaktionen nur durch Wärmeübertragung (oder Änderung der Enthalpie) charakterisiert und ausgeglichen werden, verwenden Sie die Reaktionsenthalpie $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R. }} H $.

Dann sind drei Fälle zu unterscheiden:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, eine exotherme Reaktion, die Wärme an die Umgebung abgibt (Temperatur steigt)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, kein Nettotausch Wärme
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, eine endotherme Reaktion, die Wärme aus der Umgebung absorbiert (Temperatur sinkt) )

1876 Thomson und Berthelot beschrieben diese treibende Kraft in einem -Prinzip bezüglich der Affinitäten von Reaktionen Für sie waren nur exotherme Reaktionen möglich.

Doch wie würden Sie beispielsweise erklären, dass nasse Tücher an einer Wäscheleine aufgehängt sind – trocken, sogar im kalten Winter? Dank der Arbeiten von von Helmholtz , van „t Hoff , Boltzmann (und andere) können wir tun. Entropie $ S $, abhängig von der Anzahl der zugänglichen Realisierungen der Reaktanten („Beschreibung des Ordnungsgrades“) ist notwendigerweise ebenfalls zu berücksichtigen.

Diese beiden tragen zur maximalen Arbeit bei, die eine Reaktion erzeugen kann, beschrieben durch die Gibbs freie Energie $ G $. Dies ist unter Berücksichtigung von Reaktionen mit Gasen von besonderer Bedeutung, da sich die Anzahl der zugänglichen Realisierungen der Reaktanten („Grad oder Ordnung“) ändern kann ($ \ Delta_ \ mathrm {R. } S $ kann groß sein). Für eine gegebene Reaktion beträgt die Änderung der Gibbs-freien Energie $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Dann sind drei Fälle zu unterscheiden:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, eine exergonische Reaktion, „runni ng freiwillig „von der linken zur rechten Seite der Reaktionsgleichung (Reaktion ist spontan wie geschrieben)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, der Zustand der Thermodynamik Gleichgewicht, dh auf makroskopischer Ebene gibt es keine Nettoreaktion oder
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, Eine endergonische Reaktion, die entweder Energie von außen benötigt, um von links nach rechts in der Reaktionsgleichung zu verlaufen, oder auf andere Weise von rechts nach links rückwärts verläuft (Reaktion ist in umgekehrter Richtung spontan).

Reaktionen können nach Reaktionsenthalpie, Reaktionsentropie, freier Reaktionsenthalpie – auch gleichzeitig – klassifiziert werden, wobei immer eine exergonische Reaktion begünstigt wird:

1. Beispiel: Verbrennung von Propan mit Sauerstoff , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Da sowohl Wärmeableitung ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotherm) als auch Erhöhung der Partikelanzahl ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}) } S > 0 $) begünstigt die Reaktion, es ist eine exergonische Reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Beispiel, Reaktion von Disauerstoff zu Ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Dies ist eine endergonische Reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), da die Anzahl der Moleküle abnimmt ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) und gleichzeitig ist endotherm ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) auch.
3. Wassergasreaktion , bei der Wasserdampf über festen Kohlenstoff $ \ ce {H2O + C geleitet wird < = > CO + H2} $. Nur bei Temperaturen $ T $, die einen entropischen Beitrag $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $ ergeben, eine endotherme Die Reaktion kann exergonisch werden.
4. Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff unter Bildung von Wasserdampf, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Dies ist eine exotherme Reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) mit abnehmender Anzahl von Partikeln ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Nur bei Temperaturen bei oder unter $ T $ mit $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ gibt es eine makroskopische Reaktion. Mit anderen Worten, während die Reaktion bei Raumtemperatur und hohen Temperaturen (z. B. 6000 K) gut funktioniert, läuft diese Reaktion nicht ab.

Denken Sie immerhin daran, dass es sich um Thermodynamik handelt und nicht Kinetik. Es gibt auch Hinweise auf Spontaneität einer Reaktion.

Kommentare

• Sie sind also ‚ nur Synonyme für spontan und nicht spontan?
• @ user3932000 Nein, sie sind keine Synonyme für spontan oder nicht spontan. Sie bewerten die Energiedifferenz und vergleichen den Energiezustand des Ausgangsmaterials (der Ausgangsmaterialien) mit dem des Produkts (der Produkte).
• Sind es dann zwei Möglichkeiten, dieselben Zustände auszudrücken? Exergonisch / endergonisch bei der Beschreibung von Energiedifferenzen und spontan / nicht spontan bei der Beschreibung der Reaktionsthermodynamik.

Beide exergonisch und exotherme Reaktionen setzen Energie frei, jedoch haben die freigesetzten Energien unterschiedliche Bedeutungen wie folgt:

• Exotherme Reaktion

  • Die freigesetzte Energie wird nur Energie genannt
  • Die Energie der Reaktanten ist größer als die der Produkte.
  • Die Energie des Reaktionssystems nimmt relativ zu der der Umgebung ab, dh die Umgebung wird heißer.

• Exergonische Reaktion

  • Energie freigesetzt, hat einen speziellen Namen namens Gibbs-Energie oder Gibbs-freie Energie
  • Energiereaktanten sind größer als die der Produkte
  • Es hat nichts damit zu tun, wie heiß oder kalt Reaktanten werden. Hat eine chemischere Bedeutung – sie bezieht sich auf die Spontaneität der Reaktion; Daher bedeutet dies immer, dass eine Reaktion möglich ist, dh, dass eine Reaktion immer stattfinden wird.

Zusammenfassend bedeutet eine exergonische Reaktion, dass eine Reaktion spontan ist. Eine exotherme Reaktion hat nichts mit Spontaneität zu tun, sondern dass eine Energie an die Umgebung abgegeben wird.

In Exothermic and Bei endothermen Reaktionen handelt es sich hauptsächlich um Änderungen der potentiellen Energie. Diese Änderungen manifestieren sich tendenziell als Wärmefluss unter konstanten Druckbedingungen um den ersten Hauptsatz der Thermodynamik. Wenn wir die Enthalpie messen, messen wir die Energie, die bei der Bildung / dem Aufbrechen chemischer Bindungen in einer bestimmten Reaktion beteiligt ist.

Dies ist eine Eine sehr nützliche Metrik, um vorherzusagen, welche Verbindungen sich unter bestimmten Bedingungen bilden werden, und die gesamte potentielle Energie ändert sich jedoch. Der 2. Hauptsatz der Thermodynamik besagt, dass wir nicht die gesamte Energie einer chemischen Reaktion für die Arbeit verwenden können, sondern nur eine kleine Menge davon . Wir mussten uns also Endergonic und Exergonic einfallen lassen, um zu erklären, wie Änderungen in GIBBS FREE ENERGY mit einer chemischen Reaktion funktionieren.

TLDR: Exo / Endotehrmic Wir messen Änderungen der potenziellen Energiezustände.

kann nicht die gesamte potenzielle Energie verwenden, um die Arbeit zu erledigen.

muss Energie messen, die wir für die Arbeit als energonisch und exergonisch verwenden können

Für eine exotherme Reaktion $ \ Delta H \ lt0 $. Für eine exergonische Reaktionsbedingung gilt (nach Gibbs-Helmholtz-Gleichung): $ \ Delta G \ lt0 \ Rechtspfeil \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rechtspfeil \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Daher auch wenn $ \ Delta H. > 0 $ (endotherme Reaktion), eine Reaktion kann exergonisch sein, vorausgesetzt, sie folgt der Bedingung dafür ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; hohe Temperatur oder höher Nr. Freiheitsgrad). Es gibt also keine solche Auferlegung, dass eine Reaktion exotherm sein muss, wenn sie exergonisch ist oder umgekehrt.

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