Processus exergonique - Exergonic process

Un processus exergonique est celui dans lequel il y a un flux positif d'énergie du système vers l'environnement. Ceci est en contraste avec un processus endergonique . Les réactions à pression constante et à température constante sont exergoniques si et seulement si le changement d' énergie libre de Gibbs est négatif (∆ G  <0). «Exergonique» (du préfixe exo-, dérivé du mot grec ἔξω exō , «extérieur» et du suffixe -ergonique, dérivé du mot grec ἔργον ergon , « travail ») signifie «libérer de l'énergie sous forme de travail». En thermodynamique, le travail est défini comme l'énergie se déplaçant du système (la région interne) vers l' environnement (la région externe) au cours d'un processus donné.

Tous les systèmes physiques et chimiques de l'univers suivent la deuxième loi de la thermodynamique et procèdent dans une direction descendante, c'est-à-dire exergonique . Ainsi, laissé à lui-même, tout système physique ou chimique évoluera, selon la deuxième loi de la thermodynamique , dans une direction qui tend à abaisser l' énergie libre du système, et donc à dépenser de l'énergie sous forme de travail. Ces réactions se produisent spontanément.

Une réaction chimique est également exergonique lorsqu'elle est spontanée. Ainsi, dans ce type de réactions, l'énergie libre de Gibbs diminue. L' entropie est incluse dans tout changement de l'énergie libre de Gibbs. Cela diffère d'une réaction exothermique ou d'une réaction endothermique où l'entropie n'est pas incluse. L'énergie libre de Gibbs est calculée avec l' équation de Gibbs – Helmholtz :

${\ displaystyle \ Delta G = \ Delta HT \ cdot \ Delta S}$

où:

T = température en kelvins (K)

Δ G = changement de l'énergie libre de Gibbs

Δ S = changement d'entropie (à 298 K) comme Δ S = Σ { S ( produit )} - Σ { S ( réactif )}

Δ H = changement d'enthalpie (à 298 K) comme Δ H = Σ { H (produit)} - ​​Σ { H (réactif)}

Une réaction chimique ne progresse spontanément que lorsque l'énergie libre de Gibbs diminue, dans ce cas le Δ G est négatif. Dans les réactions exergoniques, le Δ G est négatif et dans les réactions endergoniques le Δ G est positif:

${\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G <0}$ exergon

${\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G> 0}$ Endergon

où:

${\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G}$ équivaut au changement de l'énergie libre de Gibbs après la fin d'une réaction chimique.

Voir également

Références