Κάτι παράξενο συμβαίνει στο εργαστήριο… ουσίες αλλάζουν μορφή, αντιδράσεις τρέχουν σαν αστραπή και η ισορροπία κρέμεται από μια σταγόνα. Θα ακολουθήσεις τα ίχνη των ατόμων, θα αποκρυπτογραφήσεις τον περιοδικό πίνακα και θα ανακαλύψεις τις δυνάμεις που κρατούν την ύλη ενωμένη. Πάρε θέση στο πείραμα και έλα στο μάθημα Χημείας 🧬


Χημεία Γ' Λυκείου

# Χημική ενέργεια & Θερμοχημεία 🔥

Κάθε ουσία «κουβαλά» μέσα της **χημική ενέργεια**: έναν συνδυασμό κινητικής και δυναμικής ενέργειας που οφείλεται στις δυνάμεις των :tooltip[χημικών δεσμών]{content="οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα ενωμένα μέσα στο μόριο"}, στις έλξεις μεταξύ μορίων και υποατομικών σωματιδίων, και στην κίνηση ατόμων, μορίων και ηλεκτρονίων.

Κατά μια αντίδραση οι δεσμοί των αντιδρώντων σπάζουν και σχηματίζονται νέοι, αυτοί των προϊόντων. Έτσι **μεταβάλλεται η χημική ενέργεια του συστήματος** και εκλύεται ή απορροφάται ενέργεια ίση με τη διαφορά αρχικών–τελικών ουσιών, αφού στις αντιδράσεις διατηρείται τόσο η μάζα (νόμος Lavoisier) όσο και η ενέργεια.

### Το «πάρε-δώσε» των δεσμών ⚖️

| Τι συμβαίνει στον δεσμό | Ενέργεια |
|---|---|
| **Σπάσιμο** δεσμού | καταναλώνεται |
| **Δημιουργία** δεσμού | αποδίδεται (εκλύεται) |

Από το ισοζύγιο αυτών των δύο κρίνεται τελικά αν η αντίδραση θα εκλύσει ή θα απορροφήσει θερμότητα.

:::fact{title="Κλάδοι κατά τη μορφή ενέργειας"}
Η ενέργεια που εκλύεται ή απορροφάται μπορεί να είναι θερμική, ηλεκτρική ή φωτεινή:

| Κλάδος | Μετατροπές χημικής ενέργειας σε |
|---|---|
| Ηλεκτροχημεία | ηλεκτρική |
| Φωτοχημεία | φωτεινή |
| **Θερμοχημεία** | **θερμική** (οι πιο συνηθισμένες) |

Η **Θερμοχημεία** μελετά τα ποσά θερμότητας που εκλύονται ή απορροφώνται σε μια αντίδραση· είναι κλάδος της χημικής θερμοδυναμικής.
:::

# Βασικές έννοιες & μονάδες 📏

:::fact{title="Ορισμοί-κλειδιά"}
- **Σύστημα**: ο χώρος όπου γίνεται η αντίδραση· **περιβάλλον**: οτιδήποτε εκτός αυτού.
- **Θερμότητα**: η ενέργεια που μεταφέρεται από σύστημα σε σύστημα **λόγω διαφοράς θερμοκρασίας**.
- **Θερμοκρασία**: το μέτρο της κίνησης των δομικών μονάδων της ύλης.
:::

### Μονάδες ενέργειας

\[
1\ \text{kJ} = 10^{3}\ \text{J} \qquad 1\ \text{kcal} = 10^{3}\ \text{cal}
\]
\[
1\ \text{kcal} = 4{,}184\ \text{kJ}
\]

:::alert{title="Πρόσημα της θερμότητας Q — από ποια σκοπιά κοιτάς;"}
Με βάση **εμάς (το περιβάλλον)**:

| Τι συμβαίνει | Πρόσημο | Αντίδραση |
|---|---|---|
| Εκλύεται θερμότητα προς εμάς | \( +Q \) | **εξώθερμη** |
| Δίνουμε θερμότητα στο σύστημα | \( -Q \) | **ενδόθερμη** |

Με βάση το **χημικό σύστημα** τα πρόσημα πάνε ανάποδα — και ακριβώς γι' αυτό η \( \Delta H \) μιας εξώθερμης αντίδρασης βγαίνει **αρνητική**.
:::

# Εξώθερμες & ενδόθερμες αντιδράσεις ↔️

:::fact{title="Ορισμοί"}
- **Εξώθερμες**: αντιδράσεις που **ελευθερώνουν** ενέργεια ως θερμότητα **στο περιβάλλον**. ➡️🔥
- **Ενδόθερμες**: αντιδράσεις που **απορροφούν** ενέργεια ως θερμότητα **από το περιβάλλον**. 🔥➡️
:::

Στις εξώθερμες τα **αντιδρώντα έχουν μεγαλύτερο ενεργειακό περιεχόμενο από τα προϊόντα**, και η διαφορά εκλύεται ως θερμότητα.

:::fact{title="Πώς διαβάζεται ένα ενεργειακό διάγραμμα"}
Ο κατακόρυφος άξονας δείχνει την ενθαλπία· βάζουμε μία στάθμη για τα αντιδρώντα και μία για τα προϊόντα.

| Κατηγορία | Θέση αντιδρώντων | Το σύστημα | \( \Delta H \) |
|---|---|---|---|
| **Εξώθερμη** | **ψηλότερα** | «κατεβαίνει» | \( \Delta H < 0 \) |
| **Ενδόθερμη** | **χαμηλότερα** | «ανεβαίνει» | \( \Delta H > 0 \) |
:::

(Για να **ξεκινήσει** μια καύση χρειάζεται ελάχιστο ποσό ενέργειας, η :tooltip[ενέργεια ενεργοποίησης]{content="το ελάχιστο ποσό ενέργειας για να αρχίσει η αντίδραση"}.)

# Θερμοχημικές εξισώσεις ✍️

Σε μια **θερμοχημική εξίσωση** το ποσό θερμότητας γράφεται μέσα στην ίδια την εξίσωση. Παράδειγμα εξώθερμης — η καύση 1 mol μεθανίου ελευθερώνει \( 890\ \text{kJ} \):

\[
\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) + 890\ \text{kJ}
\]

Εναλλακτικά, η ίδια ενεργειακή πληροφορία δίνεται ως \( \Delta H \) δίπλα στην εξίσωση — **αρνητική** για εξώθερμη.

:::alert{title="Η ΔH αναφέρεται στην εξίσωση όπως γράφεται"}
Αν **πολλαπλασιάσεις** τους συντελεστές, πολλαπλασιάζεται αναλόγως και η \( \Delta H \):
\[
\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad \Delta H = -890\ \text{kJ}
\]
\[
2\text{CH}_4(\text{g}) + 4\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 2\text{CO}_2(\text{g}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad \Delta H = -1780\ \text{kJ}
\]
:::

# Ενθαλπία \( H \) & μεταβολή \( \Delta H \) 🛢️

Δεν μας ενδιαφέρουν οι **απόλυτες** ενέργειες αντιδρώντων και προϊόντων, αλλά η **μεταβολή** τους: η **μεταβολή της ενθαλπίας** \( \Delta H \).

:::fact{title="Θεμελιώδης σχέση"}
Η \( \Delta H \) ισούται με το εκλυόμενο ή απορροφούμενο ποσό θερμότητας \( q \), **υπό σταθερή πίεση**:
\[
\Delta H = q \quad (\text{σταθερή } P)
\]
Γενικά \( \Delta X = X_{\text{τελ}} - X_{\text{αρχ}} \), άρα \( \Delta H = H_{\text{τελ}} - H_{\text{αρχ}} \).
:::

### Το πρόσημο κρίνει την κατηγορία

| Κατηγορία | Σχέση ενθαλπιών | \( \Delta H = H_{\text{τελ}} - H_{\text{αρχ}} \) |
|---|---|---|
| **Ενδόθερμη** | \( H_{\text{τελ}} > H_{\text{αρχ}} \) | \( \Delta H > 0 \) |
| **Εξώθερμη** | \( H_{\text{αρχ}} > H_{\text{τελ}} \) | \( \Delta H < 0 \) |

:::alert{title="Η εικόνα του «ντεπόζιτου»"}
Σκέψου την ενθαλπία σαν ένα ντεπόζιτο με την ενέργεια του συστήματος: στις **ενδόθερμες γεμίζει** (\( \Delta H > 0 \), το σύστημα κερδίζει ενέργεια), στις **εξώθερμες αδειάζει** (\( \Delta H < 0 \), το σύστημα χάνει ενέργεια).
:::

# Ενθαλπία αντίδρασης 🧪

Για τη γενική αντίδραση \( \alpha\text{A} + \beta\text{B} \rightarrow \gamma\Gamma + \delta\Delta \):

\[
\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}}
\]

:::fact{title="Ορισμός"}
**Ενθαλπία αντίδρασης** είναι η μεταβολή ενθαλπίας \( \Delta H \) μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων, **για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας**.
:::

:::fact{title="Καταστατική ιδιότητα"}
Η ενθαλπία εξαρτάται **μόνο** από την ποσότητα και τις συνθήκες του συστήματος, **όχι** από τη διαδρομή με την οποία έφτασε εκεί — όπως το γεωγραφικό ύψος 🏔️, που δεν «κοιτάζει» τον δρόμο που ακολούθησες. Π.χ. 2 mol \( \text{CO}_2 \) στις ίδιες συνθήκες έχουν την ίδια ενθαλπία, ανεξάρτητα από το πώς σχηματίστηκαν.
:::

:::alert{title="Η ενθαλπία ΔΕΝ είναι θερμότητα"}
Ένα σώμα **έχει ενθαλπία** αλλά **δεν έχει θερμότητα**. Θερμότητα **δίνει ή παίρνει**, με αποτέλεσμα να αλλάζει η ενθαλπία του.
:::

# Από τι εξαρτάται η \( \Delta H \) 🔍

**1. Από τη φύση των αντιδρώντων.** Π.χ. γραφίτης vs. αδάμας:
\[
\text{C}(\text{γραφίτης}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \quad \Delta H = -393{,}5\ \text{kJ}
\]
\[
\text{C}(\text{αδάμας}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \quad \Delta H = -395{,}4\ \text{kJ}
\]

**2. Από τη φυσική κατάσταση** αντιδρώντων/προϊόντων. Π.χ. νερό υγρό vs. αέριο:
\[
\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad \Delta H = -890\ \text{kJ}
\]
\[
\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{g}) \quad \Delta H = -802\ \text{kJ}
\]

**3. Από τις συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας** της αντίδρασης.

:::alert{title="Ίδια εξίσωση, άλλη τιμή"}
Και στα δύο παραδείγματα η στοιχειομετρία είναι ολόιδια — αλλάζει μόνο η μορφή του άνθρακα ή η φυσική κατάσταση του νερού. Αρκεί όμως για να αλλάξει η τιμή της \( \Delta H \): γι' αυτό σε κάθε θερμοχημική εξίσωση σημειώνουμε πάντα τις φυσικές καταστάσεις.
:::

# Πρότυπη κατάσταση & \( \Delta H^{o} \) ⭐

Επειδή η \( \Delta H \) εξαρτάται από τις συνθήκες, για **συγκριτικούς λόγους** πρέπει όλες οι μεταβολές να ανάγονται στις ίδιες συνθήκες. Με διεθνή σύμβαση, αυτές είναι η **πρότυπη κατάσταση**.

:::fact{title="Πρότυπη κατάσταση"}
**Πρότυπη κατάσταση** μιας ουσίας (στοιχείου ή ένωσης) είναι η **πιο σταθερή μορφή** της σε:

| Μέγεθος | Τιμή |
|---|---|
| Θερμοκρασία | \( 25\ ^\circ\text{C} \) |
| Πίεση | \( 1\ \text{atm} \) |
| Συγκέντρωση (για διαλύματα) | \( c = 1\ \text{M} \) |

Η αντίστοιχη μεταβολή ενθαλπίας ονομάζεται **πρότυπη ενθαλπία** και συμβολίζεται \( \Delta H^{o} \).
:::

# Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού \( \Delta H^{o}_{f} \) 🏗️

:::fact{title="Ορισμός"}
Η μεταβολή ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό **1 mol** ένωσης **από τα συστατικά της στοιχεία**, σε πρότυπη κατάσταση.
:::

\[
\text{C}(\text{γραφίτης}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \quad \Delta H^{o}_{f} = -393{,}5\ \text{kJ}
\]

:::alert{title="Παρατηρήσεις"}
- Η \( \Delta H^{o}_{f} \) **στοιχείων στην πιο σταθερή μορφή = 0** (π.χ. γραφίτης), ενώ \( \Delta H^{o}_{f(\text{διαμάντι})} \neq 0 \).
- Όσο **πιο αρνητική** η \( \Delta H^{o}_{f} \), **τόσο πιο σταθερή** η ένωση σε σχέση με τα στοιχεία της.
- Το πρόσημο δείχνει τον χαρακτήρα του σχηματισμού:

| \( \Delta H^{o}_{f} \) | Σχηματισμός από τα στοιχεία |
|---|---|
| **Αρνητική** | **εξώθερμος** |
| **Θετική** | **ενδόθερμος** |
:::

:::fact{title="Υπολογισμός ΔH° από ενθαλπίες σχηματισμού"}
\[
\Delta H^{o} = \sum \Delta H^{o}_{f(\text{προϊόντων})} - \sum \Delta H^{o}_{f(\text{αντιδρώντων})}
\]
Π.χ. \( 2\text{NH}_3(\text{g}) + 3\text{Cl}_2(\text{g}) \rightarrow \text{N}_2(\text{g}) + 6\text{HCl}(\text{g}) \):
\[
\Delta H^{o} = 6\,\Delta H^{o}_{f(\text{HCl})} - 2\,\Delta H^{o}_{f(\text{NH}_3)}
\]
(τα \( \Delta H^{o}_{f} \) των στοιχείων \( \text{N}_2, \text{Cl}_2 \) είναι μηδέν).
:::

# Πρότυπη ενθαλπία καύσης \( \Delta H^{o}_{c} \) 🔥

:::fact{title="Ορισμός"}
Η μεταβολή ενθαλπίας κατά την **πλήρη καύση 1 mol** ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση.
:::

\[
\text{C}_3\text{H}_8(\text{g}) + 5\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 3\text{CO}_2(\text{g}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad \Delta H^{o}_{c} = -2220\ \text{kJ}
\]

:::alert{title="Η καύση είναι πάντα εξώθερμη"}
Κατά την καύση έχουμε **πάντα έκλυση** θερμότητας, δηλαδή \( \Delta H^{o}_{c} < 0 \). Το πρόσημο εδώ δεν το «βρίσκεις» — το ξέρεις εκ των προτέρων.
:::

:::fact{title="Παράδειγμα — υπολογισμός ΔH°c"}
Η καύση \( 4\ \text{g}\ \text{CH}_4 \) (\( M = 16 \)) ελευθερώνει \( 222{,}5\ \text{kJ} \). Με τη μέθοδο των τριών αναγόμαστε σε 1 mol, δηλαδή σε \( 16\ \text{g} \):
\[
\frac{4}{222{,}5} = \frac{16}{x} \Rightarrow x = 890\ \text{kJ}
\]
Άρα \( \Delta H^{o}_{c} = -890\ \text{kJ} \) — **αρνητική**, γιατί η θερμότητα εκλύεται.
:::

# Ενθαλπίες εξουδετέρωσης & διάλυσης 💧

:::fact{title="Ενθαλπία εξουδετέρωσης ΔHon"}
Μεταβολή ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση (σε αραιό υδατικό διάλυμα) **1 mol \( \text{H}^{+} \)** ενός οξέος με βάση ή **1 mol \( \text{OH}^{-} \)** μιας βάσης με οξύ, σε πρότυπη κατάσταση. **Πάντα εξώθερμη** (\( \Delta H^{o}_{n} < 0 \)).
:::

Σε **ισχυρό οξύ + ισχυρή βάση** η τιμή είναι περίπου σταθερή, ανεξάρτητα από το είδος τους: επειδή :tooltip[διίστανται]{content="διασπώνται πλήρως σε ιόντα μέσα στο διάλυμα"} πλήρως, η μόνη αντίδραση που πραγματικά γίνεται είναι:
\[
\text{H}^{+}(\text{aq}) + \text{OH}^{-}(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad \Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}
\]

:::alert{title="Όταν εμπλέκεται ασθενής ηλεκτρολύτης"}
**Μέρος** της εκλυόμενης ενέργειας δαπανάται για τη διάσταση (ή τον ιοντισμό) του ασθενούς ηλεκτρολύτη, οπότε η \( \Delta H^{o}_{n} \) είναι **μικρότερη κατ' απόλυτη τιμή** — π.χ. \( \text{HCN} + \text{NaOH} \): \( -10{,}6\ \text{kJ} \) έναντι \( -57{,}1\ \text{kJ} \).
:::

:::fact{title="Ενθαλπία διάλυσης ΔHosol"}
Μεταβολή ενθαλπίας κατά τη διάλυση **1 mol** ουσίας σε **πολύ μεγάλο όγκο** διαλύτη (ώστε επιπλέον διαλύτης να μη δίνει καμία θερμική μεταβολή). Π.χ.:
\[
\text{NaCl}(\text{s}) \rightarrow \text{Na}^{+}(\text{aq}) + \text{Cl}^{-}(\text{aq}) \quad \Delta H^{o}_{sol} = +4\ \text{kJ}
\]

Η διάλυση ιοντικής ένωσης γίνεται σε τρία στάδια:

| Στάδιο | Τι συμβαίνει | Ενεργειακά |
|---|---|---|
| α | Διάσπαση κρυσταλλικού πλέγματος | **Ενδόθερμο** (\( \Delta H_1 > 0 \)) |
| β | Διάσπαση δεσμών διαλύτη–διαλύτη | **Ενδόθερμο** (\( \Delta H_2 > 0 \)) |
| γ | Εφυδάτωση ιόντων | **Εξώθερμο** (\( \Delta H_3 < 0 \)) |

\[
\Delta H_{sol} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3
\]
:::

# Ενθαλπία δεσμού & σύνοψη προσήμων 🔗

:::fact{title="Ενθαλπία δεσμού ΔHB"}
Μέτρο της **ισχύος** ενός χημικού δεσμού. Στα **διατομικά** μόρια είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τη **διάσπαση 1 mol** αέριας ουσίας:
\[
\text{Cl-Cl}(\text{g}) \rightarrow 2\text{Cl}(\text{g}) \quad \Delta H^{o}_{B} = +242\ \text{kJ}
\]
Στα **πολυατομικά** ορίζεται η **μέση** ενθαλπία δεσμού· π.χ. \( \text{CH}_4(\text{g}) \rightarrow \text{C}(\text{g}) + 4\text{H}(\text{g}) \) με \( \Delta H^{o} = +1660\ \text{kJ} \), άρα μέση \( \text{C-H} = 1660/4 = 415\ \text{kJ} \).
:::

:::alert{title="Διάσπαση vs. δημιουργία"}
- **Δημιουργία** δεσμού: πάντα **εξώθερμο** (\( \Delta H < 0 \)).
- **Διάσπαση** δεσμού: πάντα **ενδόθερμο** (\( \Delta H > 0 \)).
:::

Πώς μεταβάλλονται οι τιμές:

- Στα μόρια στοιχείων (\( \text{N}_2 \), \( \text{O}_2 \), \( \text{F}_2 \)) η ενθαλπία δεσμού **εξασθενίζει** καθώς πάμε από τον τριπλό προς τον απλό δεσμό.
- Στα υδραλογόνα **ελαττώνεται** όσο αυξάνεται η ατομική ακτίνα του αλογόνου.

:::fact{title="Βασικοί τύποι"}
\[
\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}} = q \;(\text{σταθερή } P)
\]
\[
\Delta H_{\text{αντίδρασης}} = \sum \Delta H_{\text{δεσμών που διασπώνται}} - \sum \Delta H_{\text{δεσμών που σχηματίζονται}}
\]
:::

01. Βασική Θεωρία

Τι είναι η κρυμμένη χημική ενέργεια κάθε ουσίας και γιατί το σπάσιμο και η δημιουργία δεσμών κρίνουν αν μια αντίδραση δίνει ή παίρνει ενέργεια.

Χημική ενέργεια και ενεργειακές μεταβολές

Σύστημα, περιβάλλον, θερμότητα και θερμοκρασία, οι μονάδες μέτρησης της ενέργειας και η σύμβαση των προσήμων που μπερδεύει τους περισσότερους.

Βασικές έννοιες και μονάδες

Η βασική ταξινόμηση των αντιδράσεων, η καύση του μεθανίου ως χαρακτηριστικό παράδειγμα και πώς διαβάζεται ένα ενεργειακό διάγραμμα.

Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις

Το μέγεθος που μετράμε πραγματικά σε μια αντίδραση, η σχέση του με τη θερμότητα υπό σταθερή πίεση και το πρόσημο που παίρνει σε κάθε κατηγορία.

Ενθαλπία και μεταβολή ενθαλπίας

Πώς υπολογίζεται η μεταβολή ενθαλπίας μιας αντίδρασης, γιατί η ενθαλπία είναι καταστατική ιδιότητα και από ποιους παράγοντες εξαρτάται η τιμή της.

Ενθαλπία αντίδρασης

Γιατί χρειάστηκε μια διεθνής σύμβαση για να συγκρίνουμε ενεργειακές μεταβολές και ποιες συνθήκες ορίζουν την πρότυπη κατάσταση μιας ουσίας.

Πρότυπη κατάσταση και πρότυπη ενθαλπία

Ο σχηματισμός ενός mol ένωσης από τα στοιχεία της, τι σημαίνει το πρόσημό του για τη σταθερότητα και πώς δίνει την ενθαλπία κάθε αντίδρασης.

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού

Η ενεργειακή ταυτότητα των καυσίμων: τι δηλώνει η πλήρης καύση ενός mol ουσίας και γιατί το πρόσημο εδώ δεν αλλάζει ποτέ.

Πρότυπη ενθαλπία καύσης

Γιατί η εξουδετέρωση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση δίνει σχεδόν πάντα την ίδια τιμή και τι αλλάζει όταν εμπλέκεται ασθενής ηλεκτρολύτης.

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης

Τα τρία ενεργειακά στάδια που κρύβονται πίσω από μια απλή διάλυση και ποιο από αυτά αποφασίζει αν το διάλυμα θα ζεσταθεί ή θα κρυώσει.

Πρότυπη ενθαλπία διάλυσης

Το μέτρο της ισχύος ενός χημικού δεσμού, η μέση τιμή στα πολυατομικά μόρια και ο υπολογισμός της ενθαλπίας αντίδρασης μέσα από τους δεσμούς.

Ενθαλπία δεσμού

# Περίληψη: Ενεργειακές μεταβολές, εξώθερμες/ενδόθερμες αντιδράσεις & ενθαλπία 🔥

Κάθε ουσία κουβαλά :tooltip[χημική ενέργεια]{content="συνδυασμός κινητικής και δυναμικής ενέργειας, λόγω δεσμών, έλξεων και κίνησης των σωματιδίων"}, η οποία μεταβάλλεται κατά τις αντιδράσεις: επειδή η διάσπαση δεσμών καταναλώνει ενέργεια ενώ ο σχηματισμός τους αποδίδει, το συνολικό ισοζύγιο καθορίζει αν εκλύεται ή απορροφάται ενέργεια (σύμφωνα με τον νόμο διατήρησης της ενέργειας). Η **Θερμοχημεία** είναι ο κλάδος που μελετά τις μετατροπές χημικής ⇄ θερμικής ενέργειας. Σε αυτό το πλαίσιο, **σύστημα** είναι ο χώρος της αντίδρασης και **περιβάλλον** ό,τι το περιβάλλει, ενώ **θερμότητα** είναι η ενέργεια που μεταφέρεται λόγω διαφοράς θερμοκρασίας (μονάδες: \( 1\ \text{kJ} = 10^{3}\ \text{J} \), \( 1\ \text{kcal} = 4{,}184\ \text{kJ} \)). Οι αντιδράσεις χωρίζονται σε **εξώθερμες**, που ελευθερώνουν θερμότητα στο περιβάλλον (τα αντιδρώντα έχουν μεγαλύτερο ενεργειακό περιεχόμενο από τα προϊόντα), και **ενδόθερμες**, που απορροφούν θερμότητα από αυτό.

Το μέγεθος που μετράμε δεν είναι οι απόλυτες ενέργειες αλλά η **μεταβολή της ενθαλπίας** \( \Delta H \), που ισούται με το εκλυόμενο/απορροφούμενο ποσό θερμότητας υπό σταθερή πίεση. Ορίζεται ως \( \Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}} \), οπότε για **εξώθερμη** αντίδραση \( \Delta H < 0 \) και για **ενδόθερμη** \( \Delta H > 0 \). Η ενθαλπία είναι **καταστατική ιδιότητα** (εξαρτάται μόνο από ποσότητα και συνθήκες, όχι από τη διαδρομή, όπως το γεωγραφικό ύψος 🏔️) και δεν ταυτίζεται με τη θερμότητα: ένα σώμα *έχει* ενθαλπία αλλά *δίνει ή παίρνει* θερμότητα. Η **ενθαλπία αντίδρασης** εξαρτάται από τη φύση και τη φυσική κατάσταση αντιδρώντων/προϊόντων και από τις συνθήκες \( P, T \). Σε **θερμοχημική εξίσωση** η \( \Delta H \) αναφέρεται στην αντίδραση όπως αναγράφεται· πολλαπλασιάζοντας τους συντελεστές πολλαπλασιάζεται αναλόγως και η \( \Delta H \), π.χ.:

\[
\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H = -890\ \text{kJ}
\]

Για συγκρίσεις, οι μεταβολές ανάγονται στην **πρότυπη κατάσταση** (πιο σταθερή μορφή σε \( 25\ ^\circ\text{C} \), \( 1\ \text{atm} \), και \( c = 1\ \text{M} \) για διαλύματα), οπότε προκύπτει η **πρότυπη ενθαλπία** \( \Delta H^{o} \). Σημαντικές επιμέρους περιπτώσεις: η **πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού** \( \Delta H^{o}_{f} \) (σχηματισμός 1 mol ένωσης από τα στοιχεία της — μηδέν για τα στοιχεία στην πιο σταθερή μορφή τους· όσο πιο αρνητική, τόσο πιο σταθερή η ένωση), η **ενθαλπία καύσης** \( \Delta H^{o}_{c} \) (πλήρης καύση 1 mol, **πάντα** \( <0 \)), η **ενθαλπία εξουδετέρωσης** \( \Delta H^{o}_{n} \) (ανά 1 mol \( \text{H}^{+} \) ή \( \text{OH}^{-} \), **πάντα** \( <0 \)· περίπου σταθερή \( -57{,}1\ \text{kJ} \) για ισχυρό οξύ–ισχυρή βάση, αφού πραγματικά γίνεται μόνο \( \text{H}^{+} + \text{OH}^{-} \rightarrow \text{H}_2\text{O} \), αλλά μικρότερη όταν εμπλέκεται ασθενής ηλεκτρολύτης), η **ενθαλπία διάλυσης** \( \Delta H^{o}_{sol} \) (διάλυση 1 mol σε μεγάλη περίσσεια διαλύτη· \( \Delta H_{sol} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 \) από τα δύο ενδόθερμα στάδια διάσπασης και το εξώθερμο στάδιο εφυδάτωσης) και η **ενθαλπία δεσμού** \( \Delta H_{B} \) (μέτρο ισχύος δεσμού· διάσπαση 1 mol αέριας ουσίας — η διάσπαση δεσμών είναι πάντα ενδόθερμη, ο σχηματισμός πάντα εξώθερμος).

:::fact{title="Βασικοί τύποι 📐"}
\[
\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}} = q \;\; (\text{σταθερή } P)
\]
\[
\Delta H^{o} = \sum \Delta H^{o}_{f(\text{προϊόντων})} - \sum \Delta H^{o}_{f(\text{αντιδρώντων})}
\]
\[
\Delta H_{\text{αντίδρασης}} = \sum \Delta H_{\text{δεσμών που διασπώνται}} - \sum \Delta H_{\text{δεσμών που σχηματίζονται}}
\]
:::
