Efekty energetyczne reakcji chemicznych

Reakcje chemiczne zawsze wiążą się z wymianą energii między układem a otoczeniem. Wszystkie układy, w których zachodzą te reakcje, możemy podzielić na trzy podstawowe typy: układ otwarty (wymienia z otoczeniem zarówno energię jak i materię), układ zamknięty (wymienia tylko energię) oraz układ izolowany (nie wymienia ani energii, ani materii).

Kiedy reakcja chemiczna zachodzi, możemy obserwować dwa główne efekty energetyczne. Procesy endoenergetyczne pobierają energię z otoczenia do układu - możesz je rozpoznać, gdy mieszanina reakcyjna się ochładza lub potrzebuje ciągłego dostarczania ciepła, by reakcja przebiegała. Z kolei procesy egzoenergetyczne wydzielają energię do otoczenia - wtedy układ się rozgrzewa lub nawet może dojść do wybuchu.

Zmianę energii w reakcjach chemicznych określa się jako zmianę entalpii reakcji (ΔH), którą obliczamy jako różnicę między entalpią produktów a entalpią substratów. Gdy ΔH > 0, reakcja jest endotermiczna (pobiera ciepło), a gdy ΔH < 0, reakcja jest egzotermiczna (wydziela ciepło). Entalpię wyrażamy w kilodżulach na mol $kJ/mol$.

Warto zapamiętać! Żeby reakcja w ogóle mogła zajść, cząsteczki muszą pokonać barierę energetyczną zwaną energią aktywacji (Ea). Można ją obniżyć np. przez dodanie katalizatora, co przyspiesza reakcję bez zmiany jej efektu energetycznego.