Χημική αντίδραση: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
Γραμμή 20:
Οι χημικές αντιδράσεις ανάλογα με τις μεταβολές της [[θερμότητα|θερμότητας]] που παρατηρείται σ΄ αυτές κατατάσσονται σε τρεις κατηγορίες:
* '''Εξώθερμες''', όταν εκλύεται (αποδίδεται) (+Q) θερμότητα στο περιβάλλον. Έτσι ελαττώνεται η ενθαλπία των αντιδρώντων (ΔΗ<0). Δηλαδή σ'αυτές τις αντιδράσεις τα προϊόντα βρίσκονται σε χαμηλότερο ενεργειακό επίπεδο από τα αντιδρώντα.<ref>Παράδειγμα : H<sub>2</sub> + 1/2O<sub>2</sub> ⟶ H<sub>2</sub>O + 241,6 KJ (ΔΗ = - 241,6 KJ)</ref>
* '''Ενδόθερμες''', όταν απορροφούν ενέργεια (-Q) από το περιβάλλον. Έτσι αυξάνεται η ενθαλπία των αντιδρώντων (ΔΗ>0). Δηλαδή σ'αυτές τις αντιδράσεις τα προϊόντα βρίσκονται σε
* '''Θερμοουδέτερες''' στις οποίες δεν παρατηρούνται ενεργειακές μεταβολές ή αυτές είναι πάρα πολύ μικρές.<ref>[[Εστεροποίηση]] π.χ. CH<sub>3</sub>CH<sub>2</sub>OH + CH<sub>3</sub>COOH ⟶ CH<sub>3</sub>CH<sub>2</sub>COOCH<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O</ref><br />
Στη πραγματικότητα όλες οι χημικές αντιδράσεις, ακόμη και οι εξώθερμες και οι θερμοουδέτερες απαιτούν την απορρόφηση κάποιας ενέργειας από εξωτερική πηγή προκειμένου αυτές να ξεκινήσουν και ν΄αρχίσει η λύση των [[χημικός δεσμός|δεσμών]] των αντιδρώντων που ασφαλώς και δεν μπορεί να γίνει από μόνη της. Η απαιτούμενη αυτή ενέργεια ονομάζεται "''[[ενέργεια ενεργοποίησης]]''" και παρέχεται συνήθως ως [[θερμότητα]] από κάποια άλλη αντίδραση που έχει ήδη ξεκινήσει. Για παράδειγμα από ένα αναμμένο σπίρτο του οποίου η ενέργεια δημιουργήθηκε από χημική αντίδραση των ουσιών της κεφαλής του, παίρνει φωτιά ένα τεμάχιο χάρτου. Η ενέργεια ενεργοποίησης του σπίρτου έγινε μετά από τριβή του σε κατάλληλη επιφάνεια.
| |||