Diskussion:Exergone und endergone Reaktion

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Eine mögliche Redundanz der Artikel Gibbs-Helmholtz-Gleichung, Gibbs-Energie und Exergone und endergone Reaktion wurde von Mai 2015 bis Juli 2015 diskutiert (zugehörige Redundanzdiskussion). Bitte beachte dies vor der Anlage einer neuen Redundanzdiskussion.

Exergonisch nicht unbedingt spontan (?)[Quelltext bearbeiten]

Hier steht, dass exergonische Reaktionen nicht unbedingt spontan ablaufen müssen, wenn sie kinetisch gehemmt sind. Was stimmt denn nun? http://www.chemgapedia.de/vsengine/popup/vsc/de/glossar/e/ex/exergonisch.glos.html (nicht signierter Beitrag von 92.204.12.112 (Diskussion | Beiträge) 11:43, 15. Mär. 2010 (CET))

Ich habe das mal geändert, siehe auch: Gibbs-Energie.--Nescius 01:06, 12. Aug. 2010 (CEST)

Exotherm/endotherm und Entropiezunahme/-abnahme[Quelltext bearbeiten]

Den letzten Absatz finde ich missverständlich: Erlaubt man dem System den Wärmeaustausch mit der Umgebung (diabatisches System), muss zusätzlich die Entropieänderung in der Umwelt berücksichtigt werden. Diese kann erfasst werden über die Enthalpieänderung des Systems ΔH:

   * als negativer Beitrag, wenn die Reaktion exotherm ist (...) und auf diese Weise in der Umwelt die Entropie zunimmt,
   * als positiver Beitrag, wenn die Reaktion endotherm verläuft und die Entropie in der Umwelt abnimmt(...)

Meiner Meinung nach kann man das nicht so pauschal stehen lassen, da es sehr wohl endotherme Reaktionen gibt, die mit einer Entropiezunahme einhergehen, wie z. B. die Reaktion von Bariumhydroxid mit Ammoniumthiocyanat. --sneaky 18:32, 7. Jun. 2010 (CEST)

Das stimmt deshalb, weil hier ein System betrachtet wird, das zwar geschlossen (kein Stoffaustausch mit der Umwelt), aber nicht abgeschlossen ist (Energieaustausch mit der Umwelt ist erlaubt). Das von Dir angesprochene Experiment würde also in einem Kolben mit angeschlossenem Kolbenprober durchgeführt, um das Gas aufzufangen und den Druck unverändert zu lassen.160.45.25.162 19:48, 15. Jan. 2011 (CET)

Auch Reaktionen mit positiver freier Enthalpie laufen freiwillig ab![Quelltext bearbeiten]

Bloss weil ist, heißt das nicht, dass eine Reaktion nicht "freiwillig" abläuft. Umgekehrt läuft eine Reaktion mit auch nicht unbedingt vollständig ab. Deren Gleichgewichtslage ist lediglich weiter auf Seite der Produkte. Endergone Reaktionen laufen ebenfalls ab. Das Gleichgewicht ist da lediglich weiter auf Seite der Edukte. Bei findet kein plötzlicher Übergang von "nicht freiwillig" zu "freiwillig" ab. Lediglich die Gleichgewichtskonstante überschreitet da den Wert von 1.

Noch ein kleiner Hinweis: Insgesamt ist der Begriff "freiwillig" bei chemischer Thermodynamik äußert unpassend. Korrekter wäre der Begriff "günstig" bzw. "ungünstig" (der auch in der Fachliteratur verwendet wird). "Freiwillig" ist in diesem Zusammenhang schlichtweg falsch, auch wenn man es immer wieder ließt. --Etc. gamma 19:26, 17. Feb. 2011 (CET)

Ich habe jetzt mal die gröbsten Fehler beseitigt. Ich werde die nächsten Wochen noch versuchen da noch Quellen nachtragen.--Etc. gamma 20:12, 17. Feb. 2011 (CET)

Zielgruppe?[Quelltext bearbeiten]

Für wen ist eigentlich dieser Artikel? Die, die ihn verstehen, brauchen ihn nicht, weil sie das eh schon wissen und die, die sich mal über die Begriffe informieren wollen, werden ihn nicht verstehen. Vielleicht sollte man hier auch mal berücksichtigen, dass das ein Lexikon für die breite Masse ist und wenigstens den ersten Absatz allgemeinverständlich formulieren. So hat das keinen Wert. (nicht signierter Beitrag von 84.189.113.13 (Diskussion) 00:37, 26. Mär. 2011 (CET))

Ursprung des Namens[Quelltext bearbeiten]

gr. ergon = Arbeit (nicht signierter Beitrag von LemStani (Diskussion | Beiträge) 14:53, 27. Mai 2012 (CEST))

Dass eine Reaktion unter Zunahme der freien Enthalpie abläuft, ist falsch![Quelltext bearbeiten]

Es ist absolut falsch zu behaupten, dass eine Reaktion mit positiver freier Enthalpie (freiwillig) abläuft (wiederspricht nauch dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik). Natürlich sind alles Gleichgewichtsreaktionen, aber bei einer korrekten Betrachtung der freien Enthalpie wird die Mischungsenthalpie halt mitbetrachtet, sodass die freie Reaktionsenthalpie halt immer in Richtung Gleichgewicht zeigt:

Bei einer Reaktion in der die Stoffe A und B die Verbindung AB eingehen ist die freie Gesamtenthalpie des Systems G = x_A*G_A + x_B*G_B + x_AB*G_AB + G_Mischung + etc., wobei x_A der Anteil an A, x_B der Anteil an B, x_AB der Anteil an AB; G_A die freie Enthalpie des Stoffes A; G_B die freie Enthalpie des Stoffes B; G_AB die freie Enthalpie der Verbindung AB und G_Mischung die freie Mischungsenthalpie aller drei Reaktionsbestandteile ist (es kann noch weitere Terme geben).

Wenn man jetzt die Ableitung von G nach x_AB bildet findet man heraus, in welche Richtung die Reaktion abläuft (Richtung AB, wennn negativ). Da halt die Mischungsenthalpie gegen unendlich geht, wenn der Anteil einer der drei Reaktanten gegen 0 geht, kann der Gesamtterm nie sein Minimum erreichen, wenn einer der drei Stoffe nicht in der Mischung vorkommt. Somit kann je nach Konzentration die Reaktion in eine andere Richtung ablaufen. Trotzdem läuft sie IMMMMMMER in Richtung abnehmender freier Enthalpie ab! Wer etwas anderes behauptet hat nur den Term der Mischungsenthalpie für die Reaktion vernachlässigt (bzw. bringt ihn wie im Artikel später über die Gleichgewichtskonstante wieder herein)!

Habe leider gerade nicht die Zeit den Artikel umzuschreiben. Wer die Möglichkeit hat, am besten als Belege "Physikalische Chemie" von Peter Atkins verwenden (klasse Buch).

Wenn man übrigens den Begriff der freien Reaktionsenthalpie abstrakt definiert, als Veränderung der freien Enthalpie der Reinstoffe (wie es Chemiker meistens tun), dann kann die Reaktion tatsächlich entgegengesetzt zu dieser abstrakten Größe ablaufen. Dann muss man dies aber offensichtlich tun. Der Artikel wird dadurch aber in seiner jetzigen Form trotzdem nicht korrekt, weil er im Augenblick suggeriert, dass die Richtung der Reaktion von der Kinetik abhängt. Dies ist absolut absurd - die Kinetik gibt lediglich eine Information über die Geschwindigkeit, in der die Reaktion abläuft (meistens vereinfacht über eine Aktivierungsenergie v_0 * exp (E_A / kT))! (nicht signierter Beitrag von 149.211.33.246 (Diskussion) 15:29, 24. Jun. 2014 (CEST))