Die Klassifikationen endotherm und exotherm beziehen sich auf die Übertragung von Wärme $ q $ oder auf Änderungen der Enthalpie $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Die Klassifikationen endergonisch und exergonisch beziehen sich auf Änderungen der freien Energie (normalerweise die Gibbs-freie 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, an die Wärme abgegeben wird die Umgebung (Temperatur steigt)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, kein Nettowärmeaustausch
3. $ \ Delta {} _ { \ mathrm {R}} H > 0 $, eine endotherme Reaktion, die Wärme aus der Umgebung absorbiert (Temperatur sinkt)
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1876 Thomson und Berthelot beschrieb diese treibende Kraft in einem Prinzip in Bezug auf Affinitäten von Reaktionen. Ihnen zufolge 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 anderen) können wir dies tun. Entropie $ S $, abhängig von der Anzahl der zugänglichen Realisierungen der Reaktanten ("Beschreibung des Ordnungsgrades"), ist ebenfalls unbedingt zu berücksichtigen.

Diese beiden Faktoren 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, die "freiwillig" von links läuft auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung (Reaktion ist spontan wie geschrieben)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, der Zustand des thermodynamischen Gleichgewichts, dh auf einem makroskopischen 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 links zu laufen Die rechte Seite der Reaktionsgleichung verläuft auf andere Weise von rechts nach links (die Reaktion erfolgt spontan in umgekehrter Richtung). ol>

   Reaktionen können nach Reaktionsenthalpie und Reaktionsentropie klassifiziert werden , freie Reaktionsenthalpie - auch gleichzeitig - begünstigt immer eine exergonische Reaktion:

   1. Beispiel: Verbrennung von Propan mit Sauerstoff, $ \ ce {5 O2 + C3H8 -> 4H2O + 3CO2} $. Da sowohl die Wärmeableitung ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotherm) als auch die Erhöhung der Partikelanzahl ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > 0 $) die Reaktion begünstigen, ist dies der Fall ist eine exergonische Reaktion ($ \ 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 $) und gleichzeitig es ist auch endotherm ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
   3. Wassergasreaktion, bei der Wasserdampf über Feststoff geleitet wird Kohlenstoff $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Nur bei Temperaturen $ T $, die einen entropischen Beitrag $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $ ergeben, kann eine endotherme Reaktion exergonisch werden.
   4. Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff zu 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.
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   Denken Sie immerhin daran, dass es sich um Thermodynamik handelt und nicht Kinetik. Es gibt auch Hinweise auf Spontaneität einer Reaktion.

Sowohl exergonische als auch exotherme Reaktionen setzen Energie frei. Die freigesetzten Energien haben jedoch unterschiedliche Bedeutungen wie folgt:

• Exotherme Reaktion

  • Die freigesetzte Energie ist gerade Energie genannt
  • Die Energie der Reaktanten ist größer als die der Produkte
  • Die Energie des Reaktionssystems nimmt im Vergleich zur Energie der Umgebung ab, dh die Umgebung wird heißer.
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• Exergonische Reaktion

  • Energie freigesetzt, hat einen speziellen Namen namens Gibbs-Energie oder Gibbs-freie Energie
  • Energiereaktanten sind größer als das 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 damit, dass eine Energie an die Umgebung abgegeben wird.

Für eine exotherme Reaktion $ \ Delta H \ lt0 $. Für eine exergonische Reaktionsbedingung gilt (nach Gibbs-Helmholtz-Gleichung): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Daher selbst 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 mehr Freiheitsgrad). Es gibt also keine solche Auferlegung, dass Eine Reaktion muss exotherm sein, wenn sie exergonisch ist oder umgekehrt.

Bei exothermen und endothermen Reaktionen sprechen wir hauptsächlich von 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 sehr nützliche Metrik, um vorherzusagen, welche Verbindungen sich unter bestimmten Bedingungen und im GESAMT-Potenzial bilden werden Energie ändert sich jedoch. Der 2. Hauptsatz der Thermodynamik sagt uns, dass wir nicht die gesamte Energie einer chemischen Reaktion für die Arbeit verwenden können, 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 / Endotehrmisch messen wir Änderungen der potentiellen Energiezustände.

kann nicht die gesamte potentielle Energie nutzen, um die Arbeit zu erledigen.

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

Ja, alle exergonischen Reaktionen sind exotherm. Stellen Sie sich eine spontan ablaufende Reaktion vor, von der wir wissen, dass Energie freigesetzt wird, dh '$ \ ce {\ Delta H} $ ist negativ' (da eine Reaktion oder ein Prozess, der Energie absorbiert, sie nicht spontan macht) und gemäß dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik die Entropie (oder Störung) des Systems muss zunehmen.

Negativ $ \ ce {\ Delta H} $ und zunehmende positive Entropie zusammen machen $ \ ce {\ Delta G} $ negativ stark > gemäß der Gleichung: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ - ~ T \ Delta S} $ (wobei $ \ ce {\ Delta} $ = Änderung; G = Gibbs freie Energie; H = Enthalpie; T. = Thermodynamische Temperatur und S = Entropie). Wenn daher die Enthalpieänderung negativ und die Änderung der freien Energie negativ ist, sind sie beide (jeweils) exotherm und exergonisch. Gleiches gilt für endotherm und endergonisch.