Proces endotermiczny - Endothermic process

Ten artykuł dotyczy efektu fizycznego. Aby uzyskać samoutrzymującą się homeostazę termiczną, patrz Endotherm .

Endotermiczny proces jest dowolny sposób, ze wzrostem entalpii H (lub energii wewnętrznej U ) systemu. W takim procesie układ zamknięty zwykle pochłania energię cieplną z otoczenia, która jest transferem ciepła do układu. Może to być proces chemiczny, taki jak rozpuszczanie azotanu amonu w wodzie, lub proces fizyczny, taki jak topienie kostek lodu.

Termin ten został ukuty przez Marcellina Berthelota od greckich korzeni endo- , wywodzących się od słowa „endon” (ἔνδον) oznaczającego „wewnątrz” i rdzenia „therm” (θερμ-), co oznacza „gorący” lub „ciepły” w poczucie, że proces zależy od pochłaniania ciepła, jeśli ma przebiegać. Przeciwieństwem procesu endotermicznego jest proces egzotermiczny , który uwalnia lub „oddaje” energię, zwykle w postaci ciepła, a czasem jako energii elektrycznej. Tak więc w każdym pojęciu (endotermiczny i egzotermiczny) przedrostek odnosi się do miejsca, w którym następuje przepływ ciepła (lub energii elektrycznej) w trakcie zachodzenia procesu.

W chemii

Ze względu na pękanie i tworzenie się wiązań podczas różnych procesów (zmiany stanu, reakcje chemiczne) zwykle następuje zmiana energii. Jeśli energia tworzących się wiązań jest większa niż energia zrywających się wiązań, wtedy energia jest uwalniana. Nazywa się to reakcją egzotermiczną. Jeśli jednak do zerwania wiązań potrzeba więcej energii niż energia uwalniana, energia jest pobierana. Dlatego jest to reakcja endotermiczna .

Detale

Niezależnie od tego, proces może wystąpić samoistnie, zależy nie tylko od entalpii zmiany, ale również od entropii zmiany (Δ S ) i temperaturze absolutnej T . Jeśli proces jest procesem spontanicznym w określonej temperaturze, produkty mają niższą energię swobodną Gibbsa G = H - TS niż reagenty ( proces egzergoiczny ), nawet jeśli entalpia produktów jest wyższa. Zatem proces endotermiczny zwykle wymaga korzystnego wzrostu entropii (∆ S > 0) w układzie, który przezwycięża niekorzystny wzrost entalpii tak, że nadal ∆ G < 0. Podczas gdy endotermiczne przejścia fazowe w bardziej nieuporządkowane stany o wyższej entropii, np. topnienie i parowanie są powszechne, spontaniczne procesy chemiczne w umiarkowanych temperaturach rzadko są endotermiczne. Wzrost entalpii ∆ H >> 0 w hipotetycznym silnie endotermicznym procesie zwykle skutkuje ∆ G = ∆ H - T ∆ S > 0, co oznacza, że ​​proces nie wystąpi (chyba że jest napędzany energią elektryczną lub fotonową). Przykładem procesu endotermicznego i egzergicznego jest

C 6 H 12 O 6 + 6 H 2 O → 12 H 2 + 6 CO 2 , ∆ r H° = +627 kJ/mol, ∆ r G° = -31 kJ/mol

Przykłady

Bibliografia

Linki zewnętrzne