في الكيمياء، تفاعل طارد للحرارة أو تفاعل طارد للحرارة^[1] إنه التفاعل الذي تنبعث منه الحرارة. إنه عكس تفاعل ماص للحرارة ، والذي يحدث فقط عن طريق توفير الحرارة من الخارج.

مثال على تفاعل طارد للحرارة هو احتراق الخشب (يتحد الكربون مع الأكسجين).

يتم التعبير عن التفاعل الطارد للحرارة على النحو التالي:

المتفاعلات → المنتجات + الطاقة.

عند استخدام مقياس المسعر ، يكون التغير في الطاقة الناتج عن التفاعل أكبر بكثير من درجة حرارة المسعر. هذا يعني أن التفاعل يكون طاردًا للحرارة عندما يتسبب التفاعل في زيادة درجة حرارة الوسط الذي يوجد فيه. مثال: نقوم بفرك عود ثقاب على سطح خشن لإشعاله. ينتج عن الاحتكاك حرارة طفيفة تبدأ التفاعل بين الكبريت والأكسجين ، مما يؤدي إلى اشتعال وتوليد المزيد من الطاقة الحرارية.

في تفاعل طارد للحرارة ، تكون الطاقة الأولية التي يتم امتصاصها لكسر الروابط أقل من الطاقة التي يطلقها التفاعل ، والتي تتولد عندما تتشكل روابط جديدة بين جزيئات التفاعل.

من الصعب جدًا قياس أو حساب كمية الطاقة المنبعثة من تفاعل كيميائي ولكن المحتوى الحراري ، ΔH ، يمكن حسابه لأي تفاعل كيميائي. مسعر الانفجار هو وسيلة مناسبة لقياس التغير في الطاقة ΔH لتفاعل الاحتراق. تتناسب القيم المحسوبة والمقاسة لـ ΔH لطاقة الرابطة مع:

ΔH = الطاقة المستخدمة في تفاعلات تكسير الروابط – الطاقة المنبعثة لتكوين روابط في المنتجات.

لأي تفاعل طارد للحرارة ، تكون قيم ΔH سالبة:

2 ح₂(ز) + O₂(ز) → 2 ح₂يا (ز

ΔH = −83.6 كيلوجول / مول من O₂

مسار التفاعل الطارد للحرارة[عدل]

عادة ما يكون خليط التفاعل في حالة شبه مستقرة (حرجة). من خلال اكتساب كمية معينة من الطاقة ، تسمى “طاقة التنشيط” أو “المحتوى الحراري التنشيط” ، يتم رفع النظام إلى الحالة غير المستقرة ويستمر التفاعل. من خلال التنشيط ، يصبح التفاعل ساري المفعول ويستمر التفاعل من تلقاء نفسه دون الحاجة إلى تنشيط آخر.

يصدر النظام الكيميائي الطاقة وينشرها في الوسط المحيط ، وتسمى تلك الحرارة المنبعثة منه “المحتوى الحراري للتفاعل”. نواتج التفاعل في حالة مستقرة.

مثال على طاقة التنشيط هو عندما نضيء عود ثقاب لإشعال الخشب ، حيث ينتج عن احتكاك عصا الكبريت بالسطح الخشن تلك الحرارة الأولية المنشطة. أما الغازات فتشتعل بواسطة شرارة كهربائية.

عنوان تفسيري: $\ displaystyle \! \ H: = \ text Enthalphie$ $\ displaystyle \! \ Delta ^ \ ddagger H: = \ text المحتوى الحراري للتنشيط$ $\ displaystyle \! \ Delta _ \ mathrm R H: = \ text المحتوى الحراري للتفاعل$ اليسار: حالة الخليط الأولية (شبه مستقرة): شبه مستقر في المنتصف: يصل الخليط إلى حالة غير مستقرة: غير مستقر] right: حالة النواتج النهائية: مستقرة]

مثال: يحترق الكربون ويتحد مع أكسجين الهواء ، مكونًا ثاني أكسيد الكربون وينبعث منه حرارة.

${\ displaystyle \ mathrm C + O_ 2 \ \ xrightarrow \ mathcal 5 \ CO_ 2 + heat}$

.

المحتوى الحراري للتفاعل (فرق المحتوى الحراري) الناتج عن التفاعل

$\ displaystyle \ Delta H$

إشارة سلبية. يمكن حسابه من المحتوى الحراري القياسي للتفاعلات.

إذا كانت طاقة التنشيط منخفضة جدًا ، فقد يستمر التفاعل دون تزويد الخليط بالحرارة من الخارج ، حيث يستمد النظام طاقة التنشيط من داخل البيئة المحيطة. يشتعل النظام على الفور (خطر تخزين المتفجرات).

فرق المحتوى الحراري[عدل]

يتم تعريف المحتوى الحراري على أنه مجموع الطاقة الداخلية في النظام بالإضافة إلى الضغط على الحجم. إنها الطاقة الموجودة في نظام تحت ضغط ثابت.

فرق المحتوى الحراري ويرمز لها

$\ displaystyle \ Delta H$

إنه فرق المحتوى الحراري في نواتج التفاعل

$\ displaystyle H_ 2$

المحتوى الحراري للمواد المتضمنة في التفاعل

$\ displaystyle H_ 1$

واكتب المعادلة كالتالي:

$\ displaystyle \ Delta H = H_ 2 -H_ 1 <0$

لذلك ، تكون علامة الحرارة الناتجة سلبية (المواد المتفاعلة تفقد الحرارة ، ويكتسب البشر هذه الحرارة. إذا أضفنا الحرارة من جانبنا إلى نظام ما ، فإن علامته بالطبع إيجابية).

وبالمثل في الفيزياء: ينتج عن الانشطار النووي طاقة متحررة ، حيث أن تفاعل الانشطار هو تفاعل منتج للحرارة. تفاعل الاندماج النووي ، مثل الاندماج النووي للهيدروجين الذي تستمد الشمس منه طاقتها ، هو أيضًا “تفاعل ينتج الطاقة”.

أمثلة على التفاعلات الطاردة للحرارة[عدل]

• الإحتراق
• ربطة عنق
• ثرمايت: تفاعل مكثف بين أكسيد الألومنيوم وأكسيد الحديد
• أضف الماء إلى الأحماض المركزة.

روابط خارجية[عدل]

• تفاعلات GCSE

اقرأ أيضا[عدل]

• تفاعل إمتصاص الحرارة
• تفاعل الثرمايت
• تفاعل كيميائي
• تفاعلات الأكسدة والاختزال
• الاختزال
• تفاعل الألمنيوم الحراري

مرجع[عدل]

• بوابة الفيزياء
• بوابة الكيمياء الفيزيائية
• بوابة الكيمياء

تم الاسترجاع من «https://en.wikipedia.org/w/index.php؟title=exothermic reaction & oldid = 60389391»