Ekzoterma reakcio

Ekzoterma estas nomata kemia reakcio, dum kiu energio, plejofte en la formo de varmo, estas cedata al ĉirkaŭo. La kontraŭo estas la endoterma reakcio. 

Dum la ekzoterma reakcio la tiel nomata reakcientalpio ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {R} }H}$ estas negativa^[1]. La entalpio ${\displaystyle H}$ estas la sumo de de la interna energio de la sistemo kaj de la produto de ĝia premo kaj volumeno^[2].^[3] Tipaj ekzotermaj reakcioj estas:

• fajro (brulo)
• firmiĝo de betono.

Ankaŭ la miksado de substancoj kaj la  alsorbo kaj sorbo de substancoj estas ofte ekzotermaj.

Se oni nomas ${\displaystyle \Delta H}$ la diferencon inter la  entalpioj de la  finaj (${\displaystyle H_{2}}$) kaj komencaj substancoj (${\displaystyle H_{1}}$), t.e. la sorbita energio, por ekzotermaj reakcioj validas ${\displaystyle \Delta H=H_{2}-H_{1}<0}$.

Ankaŭ en fiziko nuklea reakcio, dum kiu estas liberata energio estas nomata ekzoterma. Ekzoterma reakcio estas ekzemple la fisio de hidrogeno kio okazas sur la suno. 

Unue la  reakciantoj estas metastabila stato. Per la alporto de certa kvanto da energio, la tiel nomata energio de aktivado, la sistemo estas levata al malstabila stato. Tial la reakcio ekas kaj sekve daŭras sen plia alporto de energio. Sume la kemia sistemo cedas energion al ĉirkaŭaĵo. Je la fino de la reakcio la produktoj estas en stabila stato.

Ekzemplo por la aldono de energio de aktivado estas la ekflamigo de alumeto per frotado aŭ de gaso per sparko.

Klarigo de simboloj: ${\displaystyle \!\ H:={\text{entalpio}}}$ ${\displaystyle \!\ \Delta ^{\ddagger }H:={\text{entalpio de aktivado}}}$ ${\displaystyle \!\ \Delta _{\mathrm {R} }H:={\text{entalpio de reakcio}}}$ maldekstre: komenca stato de la reakciantoj: metastabila meze: transira stato de la reakciantoj: malstabila dekstre: fina stato de la produktoj: stabila

Ekzemplo: Karbono brulanta kun la oksigeno de la  aero produktas karbonan duoksidon kaj varmon : ${\displaystyle \mathrm {C+O_{2}\ {\xrightarrow {\bigtriangledown }}\ CO_{2}+W{\ddot {a}}rme} }$.

La diferenco  ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {R} }H}$ inter la fina kaj la komenca energio de tiu reakcio estas negativa.