Reazioni esotermiche ed endotermiche: mettiti alla prova

Guida alle reazioni esotermiche ed endotermiche

Una reazione esotermica libera energia verso l'ambiente: l'entalpia dei prodotti (H prodotti) è inferiore a quella dei reagenti, quindi il ΔH è negativo. L'energia si manifesta spesso come calore, e la temperatura del sistema circostante aumenta. Esempi classici sono la combustione del metano, la reazione tra sodio e acqua e l'idratazione della calce viva. Il concetto chiave è che in questi processi l'energia rilasciata dalla rottura e formazione di legami supera l'energia assorbita per rompere i legami dei reagenti.

Una reazione endotermica, al contrario, assorbe energia dall'ambiente: il ΔH è positivo e i prodotti hanno entalpia maggiore dei reagenti. Esempi tipici sono la fotosintesi, la dissoluzione del nitrato di ammonio in acqua e la decomposizione termica del carbonato di calcio. In laboratorio si riconoscono perché il contenitore si raffredda o perché occorre riscaldare continuamente il sistema perché la reazione proceda.

Attenzione ai malintesi frequenti. Primo: il fatto che una reazione richieda un innesco (come una fiamma) non la rende endotermica; la combustione ha bisogno di attivazione ma è fortemente esotermica. Secondo: il ΔH descrive il bilancio energetico della reazione, non la temperatura che percepiamo; una reazione esotermica riscalda l'ambiente, non 'ha caldo'. Terzo: l'energia di attivazione esiste in entrambi i tipi di reazione e non determina da sola il segno del ΔH. Infine, ricordati che il diagramma energetico mostra i reagenti più in alto dei prodotti nelle reazioni esotermiche, e il contrario in quelle endotermiche.