Reakcja egzotermiczna

W termodynamice , reakcja egzotermiczna (od starożytnego greckiego ἔξω „z” i θερμός „na gorąco”), to proces wytwarzania fizyko-chemiczne przenoszenia ciepła . W egzotermicznej reakcji chemicznej energia wydzielana przez tworzenie wiązań chemicznych w produktach reakcji jest większa niż energia wymagana do zerwania wiązań w reagentach .

Generał

Reakcja chemiczna będąca szczególnym przypadkiem przemiany termodynamicznej, możemy zastosować do niej prawa termodynamiki. W szczególności pierwsza zasada termodynamiki wiąże zmianę energii (lub entalpii ) z wymianą ciepła i pracą odbieraną przez system. W bardzo częstym przypadku w chemii spontanicznej przemiany (brak zewnętrznego źródła pracy), pierwsza zasada termodynamiki jest zapisana, gdzie jest algebraiczna wymiana ciepła odbierana przez układ (a więc czy układ faktycznie odbiera ciepło, a układ przenosi ciepło do układu zewnętrznego). ${\ displaystyle \ Delta H = Q}$ $Q$ $Q> 0$ ${\ displaystyle Q <0}$

Tak więc w przypadku reakcji egzotermicznej . Ponieważ entalpia jest wielkością rozległą i wygodniej jest pracować z ilościami intensywnymi , pozostawiamy raczej kryterium , w którym oznacza entalpię reakcji . Pisanie to jest tym wygodniejsze, że entalpie reakcji można łatwo obliczyć przy użyciu standardowych entalpii treningowych zestawionych w tabelach termodynamicznych. ${\ displaystyle \ Delta H <0}$ ${\ displaystyle \ Delta _ {\ text {r}} H <0}$ ${\ displaystyle \ Delta _ {\ text {r}} H}$

Reakcja dostarczająca ciepło do otoczenia zewnętrznego, temperatura tego ostatniego wzrasta w stanie końcowym. Jest to zgodne z adiabatyczną formułą temperatury płomienia:

Tfa=Tja-ΔrH.o∑japroduktyνjaVSpm,jao{\ displaystyle T _ {\ text {f}} = T _ {\ text {i}} - {\ dfrac {\ Delta _ {\ text {r}} H ^ {o}} {\ sum _ {i \ , {\ text {products}}} \ nu _ {i} C_ {pm, i} ^ {o}}}}

{\ displaystyle T _ {\ text {f}} = T _ {\ text {i}} - {\ dfrac {\ Delta _ {\ text {r}} H ^ {o}} {\ sum _ {i \ , {\ text {products}}} \ nu _ {i} C_ {pm, i} ^ {o}}}}

Rzeczywiście, więc zgodnie z powyższą relacją.

{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {r}} H <0}

{\ displaystyle T _ {\ text {f}}> T _ {\ text {i}}}

To nagłe wydzielanie ciepła może przyczynić się do niekontrolowanej reakcji, która następnie staje się wybuchowa .

Przykłady reakcji egzotermicznych

Wiele reakcji z udziałem kwasów lub zasad jest egzotermicznych.

Reakcje spalania są egzotermiczne.

Reakcja może być gwałtowna. W ten sposób metaliczny fragment sodu reaguje gwałtownie z wodą, nie zapada się w niej z powodu intensywnego wydzielania się wodoru (palnego), czemu towarzyszy tworzenie się sody kaustycznej ( wodorotlenek sodu ) i silne wydzielanie ciepła, które może spowodować zapłon wodoru (niebezpieczny eksperyment).

Im bardziej egzotermiczna reakcja, tym bardziej wytwarza ona energetycznie stabilne substancje w stosunku do reagentów. Tlenu i wodoru reaguje samorzutnie tworzą wody (reakcja egzotermiczna). Z drugiej strony reakcja odwrotna, czyli przemiana wody w wodór i tlen, wymaga pewnej ilości ciepła (endotermicznego).

Pewne reakcje egzotermiczne, nie będąc wybuchowymi, mogą utrzymywać się od razu po ich rozpoczęciu (wzrost temperatury sprzyja szybkości reakcji). Tak jest w przypadku:

fermentacja pod działaniem drożdży (patrz rysunek);
redukcji z tlenku żelaza przez aluminiową ( aluminothermic ) używany kolei na całym świecie, aby wykonać zgrzewanie szyn w dziedzinie. Uwolnione ciepło jest takie, że temperatura przekracza 2000 ° C, a otrzymane żelazo jest w stanie ciekłym, który topi końcówki dwóch szyn, zapewniając w ten sposób doskonałe zgrzewanie.

Bibliografia

„ Pierwsza zasada termodynamiki - energia wewnętrzna U i entalpia H ” , na uel.unisciel.fr (dostęp: 16 czerwca 2020 ) .
„ Pierwsza zasada termodynamiki - Obliczanie standardowej entalpii reakcji przy 298 K ” , na uel.unisciel.fr (dostęp: 16 czerwca 2020 ) .
„ Thermochemistry course ” , na cours-examen.org (dostęp: 16 czerwca 2020 ) .
Daniel L. Reger, Scott R. Goode i Edward E. Merser, Chemistry of Solutions , Living Study Edition, 1991.
Steven S. Zumdahl i Susan A. Zumdahl, General Chemistry , 3 e ed. , Wydanie CEC, 2007.

Powiązane artykuły

Linki zewnętrzne