Klasyfikacje endotermiczne i egzotermiczne odnoszą się do przenoszenia ciepła $ q $ lub zmian entalpii $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Klasyfikacje endergoniczne i egzergoniczne odnoszą się do zmian energii swobodnej (zwykle energii swobodnej Gibbsa) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Jeśli reakcje są scharakteryzowane i zrównoważone wyłącznie przez przenoszenie ciepła (lub zmianę entalpii), wtedy użyjesz entalpii reakcji $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H $.

Następnie należy rozróżnić trzy przypadki:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, egzotermiczna reakcja, która uwalnia ciepło otoczenie (wzrost temperatury)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, brak wymiany ciepła netto
3. $ \ Delta {} _ { \ mathrm {R}} H > 0 $, endotermiczna reakcja, która pochłania ciepło z otoczenia (spadek temperatury)

W 1876 roku Thomson i Berthelot opisał tę siłę napędową w zasadzie odnoszącej się do powinowactwa reakcji. Według nich możliwe były tylko reakcje egzotermiczne.

Ale jak byś wytłumaczył na przykład zawieszenie mokrego materiału na sznurku - suche, nawet podczas mroźnej zimy ? Dzięki pracom von Helmholtz, van't Hoff, Boltzmann (i innych) możemy to zrobić. Koniecznie trzeba też wziąć pod uwagę Entropię $ S $, w zależności od liczby dostępnych realizacji reagentów („opisujących stopień uporządkowania”).

Te dwa elementy przyczyniają się do maksymalnej pracy, jaką może wytworzyć reakcja, opisanej przez energię swobodną Gibbsa $ G $. Ma to szczególne znaczenie, biorąc pod uwagę reakcje z gazami, ponieważ liczba dostępnych realizacji reagentów („stopień lub kolejność”) może się zmieniać ($ \ Delta_ \ mathrm {R} S $ może być duża). Dla danej reakcji zmiana w reakcji swobodnej energii Gibbsa wynosi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H - T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Następnie należy rozróżnić trzy przypadki:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, reakcja egzergoniczna, „bieganie dobrowolnie” z lewej strony po prawej stronie równania reakcji (reakcja jest spontaniczna, jak napisano)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, stan równowagi termodynamicznej, tj. na makroskopowym poziom, nie ma reakcji netto lub
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, reakcja endergoniczna, która albo wymaga wkładu energii z zewnątrz, aby przebiegać od lewej do prawa strona równania reakcji lub w inny sposób przebiega wstecz, od prawej do lewej strony (reakcja jest spontaniczna w odwrotnym kierunku)

Reakcje można klasyfikować według entalpii reakcji, entropii reakcji , entalpia swobodnej reakcji - nawet jednocześnie - zawsze faworyzująca reakcję egzergoniczną:

1. Przykład, spalanie propanu z tlenem, $ \ ce {5 O2 + C3H8 -> 4H2O + 3CO2} $. Ponieważ zarówno rozpraszanie ciepła ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, egzotermiczne), jak i wzrost liczby cząstek ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > 0 $) sprzyjają reakcji, to jest reakcją egzergoniczną ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Przykład, reakcja ditlenu na ozon, $ \ ce {3 O2 -> 2 O3} $. Jest to reakcja endergoniczna ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), ponieważ liczba cząsteczek maleje ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) i jednocześnie jest również endotermiczna ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
3. Reakcja z gazem wodnym, w której para wodna jest prowadzona nad ciałem stałym węgiel $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Tylko w temperaturach $ T $ dających udział entropii $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, reakcja endotermiczna może stać się egzergoniczna.
4. Reakcja wodoru i tlenu z wytworzeniem pary wodnej, $ \ ce {2 H2 + O2 -> 2 H2O} $. Jest to reakcja egzotermiczna ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) z malejącą liczbą cząstek ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Tylko w temperaturach równych lub niższych $ T $ z $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ jest reakcja makroskopowa. Innymi słowy, chociaż reakcja przebiega dobrze w temperaturze pokojowej, w wysokich temperaturach (np. 6000 K), ta reakcja nie zachodzi.

W końcu należy pamiętać, że chodzi o termodynamikę a nie kinetyka. Istnieją również oznaki spontaniczności reakcji.

Zarówno reakcje egzergoniczne, jak i egzotermiczne uwalniają energię, jednak uwalniane energie mają następujące znaczenie:

• Reakcja egzotermiczna

  • Uwolniona energia jest zwana po prostu energią
  • Energia reagentów jest większa niż produktów
  • Energia układu reakcyjnego maleje w stosunku do energii otoczenia, tzn. otoczenie staje się cieplejsze.

• Reakcja egzergoniczna

  • Uwolniona energia ma specjalną nazwę zwaną energią Gibbsa lub energią swobodną Gibbsa
  • Reagenty energii są większe niż produkty
  • Nie ma to nic wspólnego z tym, jak gorące lub zimne stają się reagenty. Ma znaczenie bardziej chemiczne - dotyczy spontaniczności reakcji; zatem zawsze oznacza, że ​​reakcja jest możliwa, tj. reakcja zawsze nastąpi.

Podsumowując, podczas gdy reakcja egzergoniczna oznacza, że ​​reakcja jest spontaniczna, egzotermiczna reakcja nie ma nic wspólnego ze spontanicznością, ale energia jest uwalniana do otoczenia.

Dla reakcji egzotermicznej $ \ Delta H \ lt0 $. Dla egzergonicznego ograniczenia reakcji (z Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Stąd, nawet jeśli $ \ Delta H>0 $ (reakcja endotermiczna), reakcja może być egzergoniczna, pod warunkiem, że jest zgodna z ograniczeniem ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; wysoka temperatura lub większa liczba stopni swobody). reakcja musi być egzotermiczna, jeśli jest egzergoniczna lub odwrotnie.

W reakcjach egzotermicznych i endotermicznych mówimy głównie o zmianach energii potencjalnej, zmiany te mają tendencję do manifestowania się przepływem ciepła w warunkach stałego ciśnienia według pierwszej zasady termodynamiki. Kiedy mierzymy entalpię, mierzymy energię zaangażowaną w tworzenie / zrywanie wiązań chemicznych w określonej reakcji.

Jest to bardzo przydatna miara do przewidywania, jakie związki utworzą się w określonych warunkach oraz TOTAL energia się jednak zmienia. Druga zasada termodynamiki mówi nam, że nie możemy wykorzystać CAŁEJ energii w reakcji chemicznej, aby wykonać pracę, tylko niewielką jej ilość. Musieliśmy więc wymyślić Endergonic i Exergonic, aby wyjaśnić, jak zmiany w GIBBS FREE ENERGY wpływają na reakcję chemiczną.

TLDR: Exo / Endotehrmic, mierzymy zmiany w stanach energii potencjalnej

nie możemy wykorzystać całej energii potencjalnej do wykonania pracy

musimy zmierzyć energię, którą możemy wykorzystać do pracy jako energoniczną i egzergoniczną

Tak, wszystkie reakcje egzergoniczne są egzotermiczne. Rozważmy reakcję zachodzącą spontanicznie, wiemy, że energia byłaby uwolniona, tj. `` $ \ Ce {\ Delta H} $ jest ujemne '' (ponieważ reakcja lub proces pochłaniający energię czyni ją niespontaniczną) i zgodnie z drugą zasadą termodynamiki, entropią (lub zaburzenie) systemu musi wzrosnąć.

Ujemna $ \ ce {\ Delta H} $ i rosnąca, dodatnia entropia razem tworzą $ \ ce {\ Delta G} $ ujemne zgodnie z równaniem: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ - ~ T \ Delta S} $ (gdzie $ \ ce {\ Delta} $ = zmiana; G = energia swobodna Gibba; H = entalpia; T = Temperatura termodynamiczna i S = entropia), dlatego jeśli zmiana entalpii jest ujemna, a zmiana energii swobodnej jest ujemna, to obie są (odpowiednio) egzotermiczne i egzergoniczne.