Reakcje egzoenergetyczne i endoenergetyczne

W czasie reakcji chemicznej zmienia się nie tylko skład substancji, ale także ich energia. Efekt energetyczny reakcji to różnica energii między substratami a produktami. Dzięki temu można określić, czy dana przemiana przebiega z wydzieleniem energii, czy z jej pobraniem z otoczenia. W praktyce szkolnej najczęściej mówi się o energii wymienianej w postaci ciepła przy stałym ciśnieniu.

Jeżeli podczas reakcji energia opuszcza układ, mówimy o przemianie egzoenergetycznej. Jeżeli natomiast układ musi pobrać energię z zewnątrz, reakcja jest endoenergetyczna. To bardzo ważny podział, bo pozwala przewidywać zachowanie mieszaniny reakcyjnej i interpretować doświadczenia.

W opisie zjawisk trzeba rozróżniać układ i otoczenie. Układ to to, co badamy, na przykład substancje w probówce. Otoczenie to wszystko poza nim. W reakcji egzoenergetycznej energia przepływa z układu do otoczenia, a w endoenergetycznej — z otoczenia do układu.

Reakcja egzoenergetyczna to taka, w której układ oddaje energię. Oznacza to, że produkty mają mniejszą energię niż substraty. Często obserwuje się wtedy ogrzanie naczynia lub otoczenia. Typowymi przykładami są niektóre reakcje spalania oraz wiele reakcji zobojętniania.

Reakcja endoenergetyczna przebiega z pobraniem energii z otoczenia. W takim przypadku produkty mają większą energię niż substraty. Aby reakcja mogła zachodzić, potrzebny jest dopływ energii, na przykład ogrzewanie albo energia świetlna. W doświadczeniu można zauważyć ochłodzenie układu lub konieczność stałego dostarczania energii.

Nie wolno utożsamiać typu reakcji z samym faktem rozpoczęcia przemiany. Nawet jeśli reakcja jest egzoenergetyczna, nie znaczy to jeszcze, że rozpocznie się samorzutnie bez żadnego bodźca. O tym decyduje także bariera energetyczna.

Do opisu efektu energetycznego przy stałym ciśnieniu używa się pojęcia entalpii. W chemii szkolnej najważniejsza jest nie bezwzględna wartość entalpii, lecz zmiana entalpii reakcji, oznaczana jako $\Delta H$. Wyraża ona różnicę między entalpią produktów i substratów.

Zależność zapisujemy jako:

$$\Delta H=H_{produktów}-H_{substratów}$$

Jeżeli $\Delta H<0$, reakcja jest egzoenergetyczna, bo produkty mają mniejszą entalpię od substratów. Jeżeli $\Delta H>0$, reakcja jest endoenergetyczna, bo produkty mają większą entalpię. Wartość $\Delta H$ podaje się zwykle w jednostkach $\mathrm{kJ/mol}$, czyli kilodżulach przypadających na 1 mol reakcji zapisanej równaniem chemicznym.

Znak zmiany entalpii ma duże znaczenie przy analizie zadań. Ujemna wartość oznacza wydzielanie energii, a dodatnia — jej pobieranie. Trzeba przy tym pamiętać, że zapis odnosi się do reakcji dokładnie takiej, jaka została podana równaniem, z określonymi współczynnikami stechiometrycznymi.

Aby reakcja mogła się rozpocząć, cząsteczki reagujących substancji muszą osiągnąć odpowiedni stan energetyczny. Minimalna energia potrzebna do zapoczątkowania przemiany to energia aktywacji. Jest ona związana z koniecznością osłabienia lub rozerwania pewnych wiązań oraz z utworzeniem stanu przejściowego.

To oznacza, że nawet reakcja egzoenergetyczna może wymagać dostarczenia energii na początku. Przykładem jest spalanie, które po zainicjowaniu zapałką przebiega już z wydzieleniem dużej ilości energii. Z kolei w reakcjach endoenergetycznych energia aktywacji również występuje, a oprócz niej układ musi jeszcze pobrać energię wynikającą z dodatniego bilansu energetycznego.

Nie należy mylić energii aktywacji ze zmianą entalpii. Energia aktywacji dotyczy progu, który trzeba pokonać, aby reakcja zaszła, natomiast $\Delta H$ opisuje końcowy bilans energii między substratami a produktami.

Katalizator to substancja, która zwiększa szybkość reakcji chemicznej. Dzieje się tak dlatego, że katalizator umożliwia zajście przemiany inną drogą, wymagającą mniejszej energii aktywacji. Dzięki temu więcej zderzeń cząsteczek staje się skutecznych.

Bardzo ważne jest jednak to, że katalizator nie zmienia wartości $\Delta H$. Nie wpływa więc na to, czy reakcja jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna. Poziom energetyczny substratów i produktów pozostaje taki sam — zmienia się jedynie wysokość bariery, którą trzeba pokonać.

To częsty motyw w zadaniach maturalnych: trzeba odróżnić wpływ katalizatora na szybkość reakcji od wpływu na jej efekt energetyczny. Katalizator przyspiesza reakcję, ale nie zmienia bilansu energii.

Przebieg reakcji można przedstawić na profilu energetycznym, czyli wykresie pokazującym zmianę energii układu podczas reakcji. Na początku znajdują się substraty, potem pojawia się maksimum odpowiadające barierze energetycznej, a na końcu — produkty. Różnica między poziomem substratów a maksimum odpowiada energii aktywacji.

Jeżeli poziom produktów leży niżej niż poziom substratów, to reakcja jest egzoenergetyczna, a $\Delta H$ ma wartość ujemną. Jeżeli poziom produktów leży wyżej, reakcja jest endoenergetyczna, a $\Delta H$ jest dodatnie. Po dodaniu katalizatora na wykresie obniża się jedynie maksimum, natomiast położenie początku i końca pozostaje bez zmian.

W zadaniach najczęściej trzeba:

• rozpoznać typ reakcji na podstawie znaku $\Delta H$,
• odczytać z wykresu, czy produkty mają większą czy mniejszą energię od substratów,
• odróżnić energię aktywacji od efektu energetycznego,
• wyjaśnić, dlaczego katalizator zmienia szybkość reakcji, ale nie zmienia jej charakteru energetycznego.