Diferencia entre exotérmico y exergónico

Question

En la escuela secundaria aprendí que una reacción exotérmica libera energía, mientras que una reacción endotérmica necesita energía para ocurrir. Ahora he aprendido que existe un esquema de clasificación separado, algo similar, de reacciones exergónicas y endergónicas.

¿Cuál es la diferencia entre estos dos esquemas de clasificación? ¿Las reacciones exotérmicas siempre son exergónicas y, si no, puedes darme un ejemplo?

Answer 1

Las clasificaciones endotérmico y exotérmico se refieren a la transferencia de calor $q$ o cambios en la entalpía $\Delta_\mathrm{R} H$. Las clasificaciones endergónico y exergónico se refieren a cambios en la energía libre (generalmente la Energía Libre de Gibbs) $\Delta_\mathrm{R} G.

Si las reacciones son caracterizadas y balanceadas únicamente por transferencia de calor (o cambio en entalpía), entonces vas a utilizar la entalpía de reacción $\Delta{}_{\mathrm{R}}H.

Luego hay tres casos a distinguir:

1. $\Delta{}_{\mathrm{R}}H < 0$, una reacción exotérmica que libera calor al entorno (aumenta la temperatura)
2. $\Delta{}_{\mathrm{R}}H = 0$, sin intercambio neto de calor
3. $\Delta{}_{\mathrm{R}}H > 0$, una reacción endotérmica que absorbe calor del entorno (disminuye la temperatura)

En 1876, Thomson y Berthelot describieron esta fuerza motriz en un principio sobre afinidades de reacciones. Según ellos, solo eran posibles reacciones exotérmicas.

Sin embargo, ¿cómo explicarías, por ejemplo, que los paños húmedos estén suspendidos en un tendedero -- secos, incluso durante invierno frío? Gracias a los trabajos de von Helmholtz, van't Hoff, Boltzmann (y otros) podemos hacerlo. La Entropía $S$, dependiendo del número de realizaciones accesibles de los reactivos ("describiendo el grado de orden"), necesariamente también se debe tener en cuenta.

Estos dos contribuyen al trabajo máximo que una reacción puede producir, descrito por la Energía Libre de Gibbs $G. Esto es de particular importancia considerando reacciones con gases, porque el número de realizaciones accesibles de los reactivos ("grado de orden") puede cambiar ($\Delta_\mathrm{R} S$puede ser grande). Para una reacción dada, el cambio en la energía libre de Gibbs de reacción es$\Delta{}_{\mathrm{R}}G = \Delta{}_{\mathrm{R}}H - T\Delta{}_{\mathrm{}R}S.

Luego hay tres casos a distinguir:

1. $\Delta{}_{\mathrm{R}}G < 0$, una reacción exergónica, "corriendo voluntariamente" desde el lado izquierdo al lado derecho de la ecuación de reacción (la reacción es espontánea tal como está escrita)
2. $\Delta{}_{\mathrm{R}}G = 0", el estado de equilibrio termodinámico, es decir, a nivel macroscópico no hay reacción neta o
3. $\Delta{}_{\mathrm{R}}G > 0$, una reacción endergónica, que necesita energía externa para correr del lado izquierdo al lado derecho de la ecuación de reacción o de lo contrario corre hacia atrás, del lado derecho al lado izquierdo (la reacción es espontánea en la dirección inversa)

Las reacciones pueden clasificarse según entalpía de reacción, entropía de reacción, energía libre de reacción -- incluso simultáneamente -- siempre favoreciendo una reacción exergónica:

1. Ejemplo, combustión de propano con oxígeno, $\ce{5 O2 + C3H8 -> 4H2O + 3CO2}$. Dado que tanto la disipación de calor ($\Delta_{\mathrm{R}}H < 0$, exotérmica) como el aumento del número de partículas ($\Delta_{\mathrm{R}}S > 0$) favorecen la reacción, es una reacción exergónica ($\Delta_{\mathrm{R}}G < 0$).
2. Ejemplo, reacción de dioxígeno a ozono, $\ce{3 O2 -> 2 O3}$. Esta es una reacción endergónica ($\Delta_{\mathrm{R}}G > 0$), porque el número de moléculas disminuye ($\Delta_{\mathrm{R}}S < 0$) y simultáneamente es endotérmica ($\Delta_{\mathrm{R}}H > 0$), también.
3. Reacción de gas de agua, donde el vapor de agua se guía sobre carbón sólido $\ce{H2O + C <=> CO + H2}$. Solo a temperaturas $T$ que produzcan una contribución entropica $T \cdot \Delta_{\mathrm{R}}S > \Delta_{\mathrm{R}}H$, una reacción endotérmica puede volverse exergónica.
4. Reacción de hidrógeno y oxígeno para producir vapor de agua, $\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$. Esta es una reacción exotérmica ($\Delta_{\mathrm{R}}H < 0$) con disminución del número de partículas ($\Delta_{\mathrm{R}}S < 0$). Solo a temperaturas iguales o inferiores a $T$ con $|T \cdot \Delta_{\mathrm{R}}S| < |\Delta_{\mathrm{R}}H|$ hay una reacción macroscópica. En otras palabras, mientras que la reacción funciona bien a temperatura ambiente, a altas temperaturas (por ejemplo, 6000 K), esta reacción no se produce.

Después de todo, ten en cuenta que esto se trata de termodinámica, y no de cinética. También hay indicaciones de espontaneidad de una reacción.

Answer 2

Tanto las reacciones exergónicas como las exotérmicas liberan energía, sin embargo, las energías liberadas tienen diferentes significados de la siguiente manera:

• Reacción exotérmica

  • La energía liberada simplemente se llama energía
  • La energía de los reactivos es mayor que la de los productos
  • La energía del sistema de reacción disminuye en relación con la de los alrededores, es decir, los alrededores se calientan.

• Reacción exergónica

  • La energía liberada tiene un nombre especial llamado energía de Gibbs o energía libre de Gibbs
  • La energía de los reactivos es mayor que la de los productos
  • No tiene nada que ver con lo caliente o frío que se vuelven los reactivos. Tiene un significado más químico, se relaciona con la espontaneidad de la reacción; por lo tanto, siempre significa que una reacción es factible, es decir, la reacción siempre ocurrirá.

En resumen, mientras que una reacción exergónica significa que es espontánea, una reacción exotérmica no tiene nada que ver con la espontaneidad, sino que libera energía a los alrededores.

Answer 3

En las reacciones exotérmicas y endotérmicas estamos hablando principalmente de los cambios en la energía potencial, estos cambios tienden a manifestarse como el flujo de calor bajo condiciones de presión constante, según la primera ley de la termodinámica. Cuando medimos la entalpía estamos midiendo la energía involucrada en la formación/descomposición de enlaces químicos en una reacción particular.

Esta es una métrica muy útil para predecir qué compuestos se formarán bajo ciertas condiciones y los cambios en la energía potencial TOTAL, sin embargo... la segunda ley de la termodinámica nos dice que no podemos usar TODA la energía en una reacción química para realizar trabajo, solo una pequeña cantidad de ella. Por lo tanto, tuvimos que crear los conceptos de Endergónico y Exergónico para explicar cómo funcionan los cambios en la ENERGÍA LIBRE DE GIBBS en una reacción química

TLDR: En las reacciones exotérmicas y endotérmicas estamos midiendo cambios en los estados de energía potencial

no podemos usar toda la energía potencial para realizar trabajo

tenemos que medir la energía que podemos usar para el trabajo como energónico y exergónico

Answer 4

Para una reacción exotérmica, $\Delta H\lt0$. Para una reacción exergónica la restricción es (de la ecuación de Gibbs-Helmholtz): $\Delta G\lt0 \Rightarrow \Delta H-T\Delta S\lt0 \Rightarrow \Delta H\lt T\Delta S$ Por lo tanto, incluso si $\Delta H>0$ (reacción endotérmica), una reacción puede ser exergónica siempre que cumpla con la restricción para ella ($\Delta H\lt T\Delta S$; alta temperatura o mayor cantidad de grados de libertad). Por lo tanto, no existe la imposición de que una reacción deba ser exotérmica si es exergónica o viceversa.

Answer 5

Sí, todas las reacciones exergónicas son exotérmicas. Considera una reacción que ocurre espontáneamente sabemos que la energía sería liberada es decir, '$\ce{\Delta H}$ es negativo' (ya que una reacción o proceso que absorbe energía lo hace no espontáneo) y según la segunda ley de la termodinámica, la entropía (o desorden) del sistema debe aumentar.

Un $\ce{\Delta H}$ negativo y un aumento de entropía positivo juntos hacen que $\ce{\Delta G}$ sea negativo de acuerdo con la ecuación: $\ce{\Delta G = \Delta H~ - ~T\Delta S}$ (donde $\ce{\Delta }$ = cambio; G= energía libre de Gibbs; H= entalpía; T= temperatura termodinámica y S= entropía). Por lo tanto, si el cambio en entalpía es negativo y el cambio en energía libre es negativo, ambos son (respectivamente) exotérmicos y exergónicos. Lo mismo se aplica para endotérmico y endergónico.