واکنش گرماده و گرماگیر | به زبان ساده

برخی از واکنش‌های شیمیایی، انرژی واکنش را به شکل‌های مختلفی همچون گرما، نور یا صدا آزاد می‌کنند. واکنش گرماده نامی است که برای این نوع از واکنش‌های شیمیایی ذکر می‌کنند. واکنش گرماده ممکن است به طور خود به خودی روی دهد و سبب افزایش بی‌نظمی یا آنتروپی سیستم شود. در اثر این اتفاق، علامت تغییرات آنتالپی، منفی خواهد بود و همچنین، انرژی آزاد شده نیز با علامت منفی نشان داده می‌شود. توجه داشته باشید که آزاد شدن گرما در یک واکنش گرماده می‌تواند به صورت انفجاری هم باشد. در این آموزش به بررسی واکنش گرماده و گرماگیر در شیمی خواهیم پرداخت.

واکنش‌های دیگری نیز وجود دارند که برای پیش‌روی، باید انرژی جذب کنند. به این نوع از واکنش‌ها، واکنش گرماگیر می‌گویند. به طور معمول، واکنش‌ گرماگیر نمی‌تواند به طور خودبه‌خودی انجام بگیرد بلکه باید بر روی سیستم کار انجام شود تا این نوع از واکنش‌ها پیشروی کنند. البته زمانی که تغییرات آنتالپی و آنتروپی به گونه‌ای باشند که انرژی آزاد گیبس به صورت منفی داشته باشیم، این واکنش‌ها نیز به شکل خود‌به‌خودی روی می‌دهند. زمانی که یک واکنش گرماگیر،‌ انرژی جذب می‌کند، افت دمایی در طول واکنش روی می‌دهد. واکنش‌های گرماگیر را با افزایش آنتالپی (تغییرات آنتالپی مثبت) و علامت مثبت انرژی، شناسایی می‌کنند. در این مطلب از مجله فرادرس در مورد واکنش‌های گرماده و گرماگیر به زبان ساده صحبت می‌کنیم.

مثال های واکنش گرماده و گرماگیر

در ادامه، مثال‌هایی را برای واکنش گرماده و گرماگیر ارائه می‌کنیم.

فیلم آموزش علوم تجربی پایه نهم – بخش شیمی در فرادرس

کلیک کنید

فتوسنتز، از جمله نمونه‌های واکنش گرماگیر است. در این فرآیند، گیاهان از انرژی خورشید برای تبدیل دی‌اکسید کربن و آب به گلوکز و اکسیژن استفاده می‌کنند. این واکنش به ازای هر کیلوگرم گلوکز تولیدی، به $$15MJ$$ انرژی نیاز دارد. شکل ساده واکنش فتوسنتز را به صورت زیر نشان می‌دهیم:

$$6 \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})=\mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{12} \mathrm{O}_{6}(\mathrm{aq})+6 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g})$$ + نور خورشید

از نمونه‌های دیگر واکنش گرماگیر می‌توان به موارد زیر اشاره کرد:

• حل شدن آمونیوم کلرید در آب
• کراکینگ آلکان‌ها
• تبخیر آب
• ذوب یخ

مثال واکنش گرماده

از نمونه‌های واکنش گرماده می‌توان به واکنش سدیم و کلر و تشکیل نمک طعام اشاره کرد. به ازای هر مول نمک تولیدی، ۴۱۱ کیلوژول انرژی تولید می‌شود. سایر مثال‌های واکنش گرماده در زیر آورده شده‌اند.

• واکنش ترمیت (ترمایت)
• واکنش خنثی شدن
• بیشتر واکنش‌های پلیمریزاسیون
• سوختن
• شکافت هسته‌ای
• خوردگی فلزات (مثل زنگ زدن آهن)
• حل اسید در آب

بسیاری از واکنش‌های گرماده و گرماگیر شامل مواد شیمیایی سمی هستند و همچنین، در اثر این واکنش‌ها گرمای زیادی آزاد یا جذب می‌شود. از نمونه‌های یک واکنش گرماده سریع می‌توان به حل کردن پودر ماشین لباسشویی به کمک کمی آب بر روی دست اشاره کرد. از جمله واکنش‌های گرماگیر نیز می‌توان حل پتاسیم کلرید در آب را مثال زد.

تفاوت واکنش گرماده و گرماگیر

به بیان ساده، واکنش‌های گرماگیر از محیط انرژی (به شکل گرما) جذب می‌‌کنند. در مقابل، واکنش گرماده انرژی را در محیط آزاد می‌کند.

در جدول زیر، مقایسه‌ای کلی بین واکنش‌های گرماده و گرماگیر انجام شده است.

تشخیص واکنش گرماده و گرماگیر

به هنگام وقوع یک واکنش گرماده، دمای سیستم افزایش پیدا می‌کند. در حقیقت، حرارت ایجاد شده در محیط آزاد می‌شود که نتیجه آن، مقدار منفی گرمای واکنش $$(q_{rxn} < 0)$$ است. به طور مشابه، یک واکنش گرماگیر با کاهش دمای یک سیستم همراه است. در نهایت، در واکنش گرماگیر، گرمای واکنش، علامت مثبت $$(q_{rxn} > 0)$$ خواهد داشت.

واکنش‌های گرماده و گرماگیر سبب تغییر در سطح انرژی می‌شوند و بنابراین، تغییرات آنتالپی خواهیم داشت. توجه داشته باشید که $$\Delta H$$ توسط سیستم تعیین می‌شود و محیط، نقشی ندارد. سیستمی که در محیط، گرما (حرارت) آزاد کند، دارای $$\Delta H$$ منفی خواهد بود چراکه آنتالپی فرآورده‌ها کمتر از آنتالپی واکنش‌دهنده‌ها در سیستم است.  واکنش‌های زیر را در نظر بگیرید:

$$\begin{array}{cl} C(s)+O_{2(g)} \rightarrow C O_{2(g)} & (\Delta \mathrm{H}=-393.5 \mathrm{kJ}) \\ H_{2(g)}+1 / 2 O_{2(g)} \rightarrow H_{2} O_{(l)} & (\Delta \mathrm{H}=-285.8 \mathrm{kJ}) \end{array}$$

آنتالپی واکنش‌های بالا، کمتر از صفر است و بنابراین، واکنش گرماده به شمار می‌آیند. سیستمی از واکنش‌دهنده‌ها که در یک واکنش گرماگیر، گرما را از محیط جذب می‌کنند، تغییرات آنتالپی مثبت خواهند داشت. ۲ واکنش زیر، گرماگیر هستند.

$$\begin {array} {ll} N_ {2}(g) + O_ {2(g)} \rightarrow 2 N O_{(g)} & (\Delta \mathrm{H } = +180.5 \mathrm{ kJ}> 0) \\ C(s)+2 S_{(s)} \rightarrow C S_ {2(l)} & (\Delta \mathrm {H}= +92.0 \mathrm {kJ}>0) \end {array}$$

ثابت تعادل

ثابت تعادل، رابطه بین غلظت مواد شیمیایی در یک واکنش تحت تعادل شیمیایی را توصیف می‌کند. طبق اصل لوشاتلیه، اگر تنشی به سیستم وارد شود مانند تغییر دما، فشار یا غلظت، سیستم در جهت مقابله با این تنش، تغییر خواهد کرد تا دوباره به شرایط تعادل برسد. برای واکنش گرماده و گرماگیر، این تنش به صورت تغییر دما رخ می‌دهد. جهت این نوع از واکنش‌ها را می‌توان به کمک ثابت تعادل، بررسی کرد. واکنش زیر را در نظر بگیرید:

$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$

ثابت تعادل واکنش بالا،‌ از طریق رابطه زیر بدست می‌آید:

$$K _c = \dfrac {[C] ^ c[D]^ d} { [A]^a [B]^ b}$$

[A] و ...، غلظت مواد و a و ...، ضرایب استوکیومتری واکنش هستند. در جدول زیر، نحوه پیش‌بینی جهت پیشرفت واکنش گرماده و گرماگیر به کمک ثابت تعادل آورده شده است.

مثال واکنش هابر

فرض کنید که واکنش زیر در حالت تعادل قرار داشته باشد. غلظت $$N_2$$ برابر با ۲ مولار و $$H_2$$، برابر با ۴ مولار است. مقدار ثابت تعادل را برای واکنش تولید آمونیاک با غلظت ۳ مولار یا همان فرآیند هابر، بدست آورید.

$$N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$$

به کمک ضرایب استوکیومتری واکنش بالا و همچنین رابطه ثابت تعادل، مقدار ثابت تعادل را برای این واکنش محاسبه خواهیم کرد:

$$\begin{aligned} K_ {c} &=\frac {\left [N H_{3}\right]^ {2}}{\left [N_{2}\right]^ {1}\left[H_ {2}\right] ^{3}} \\ &=\frac {[3]^{2}}{[2]^{1}[4]^{3}} \\ &=\frac {9}{128} \\ &=0.07 \end{aligned}$$

معرفی فیلم آموزش علوم تجربی پایه هشتم

با توجه به نیاز دانش‌آموزان برای دسترسی آنلاین به مباحث درسی، «فرادرس» اقدام به انتشار فیلم آموزش علوم تجربی پایه هشتم - بخش شیمی در قالب آموزشی ۵ ساعته کرده که در ۶ درس تدوین شده است. در درس سوم از این آموزش، واکنش‌های گرماگیر و گرماده توضیح داده می‌شوند. لازم به ذکر است که تمامی دروس، بر اساس فصل‌بندی کتاب درسی، تدریس خواهند شد به این صورت که در درس یکم، با مخلوط‌ها و انواع روش‌های جداسازی مواد آشنا می‌شویم.

فیلم آموزش علوم تجربی – پایه هشتم – بخش شیمی در فرادرس

کلیک کنید

درس دوم و سوم، به بررسی تغییرهای شیمیایی در خدمت زندگی می‌پردازد و درس چهارم و تا ششم نیز به مبحث اتم‌ها، مدل‌های اتمی، یون‌ها، کاتیون و آنیون و ... می‌پردازد.