Exergonic è uguale a endotermico o esotermico?
Risposta:
Exergonic si riferisce ai cambiamenti nell'energia libera di Gibbs. Esotermico ed endotermico si riferiscono a cambiamenti nell'entalpia.
Spiegazione:
Esotermico ed endotermico si riferiscono a cambiamenti in entalpia ΔH. Exergonic ed endergonic si riferiscono a cambiamenti nel Energia libera di Gibbs ΔG.
"Exo" ed "exer" significano "fuori da". "Endo" e "ender" significano "in".
ΔH diminuisce per un processo esotermico e aumenta per un processo endotermico.
ΔG diminuisce per un processo esergonico e aumenta per un processo endergonico.
Per una data reazione, il cambiamento nell'energia libera di Gibbs è
ΔG = ΔH − TΔS.
ΔG è una misura della spontaneità di una reazione. Se ΔG è negativo, il processo è spontaneo. Se ΔG è positivo il processo non è spontaneo.
Abbiamo quattro possibilità:
1. ΔH <0 e ΔS > 0 dà sempre ΔG <0.
Il processo è sia esotermico che esergonico. È sempre spontaneo.
2. ΔH > 0 e ΔS <0 dà sempre ΔG > 0.
Il processo è sia endotermico che endergonico. È mai spontaneo.
3. ΔH > 0 e ΔS > 0.
Questo da ΔG > 0 a basse temperature. Il processo è sia endotermico che endergonico.
Alle alte temperature, ΔG <0. Il processo è ancora endotermico ma è diventato exergonico. Il processo è spontaneo solo a temperature elevate.
Un esempio è la decomposizione endotermica del carbonato di calcio.
CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g).
ΔS è positivo perché la reazione produce un gas da un solido. CaCO₃ è stabile a temperatura ambiente ma si decompone ad alte temperature.
4. ΔH <0 e ΔS <0.
Questo da ΔG <0 a basse temperature. Il processo è sia esotermico che esergonico.
Alle alte temperature, ΔG > 0. Il processo è ancora esotermico ma è diventato endergonico. Non è più spontaneo.
Un esempio è la sintesi esotermica dell'ammoniaca.
N₂ (g) + 3H₂ (g) ⇌ 2NH₃ (g)
Aumentando la temperatura aumenta la resa di ammoniaca. Ma guida la posizione dell'equilibrio a sinistra.