في الكيمياء، التفاعل الطارد للحرارة أو التفاعل الناشر للحرارة^[1] هو التفاعل الذي تنطلق منه حرارة. وهو بعكس التفاعل الماص للحرارة الذي لا يتم إلا عن طريق إمداده بحرارة من الخارج.

مثال على التفاعل الناشر للحرارة، احتراق الخشب (اتحاد الكربون مع الأكسجين).

يعبر عن التفاعل المنتج للحرارة بالشكل الآتي:

المتفاعلات ← النواتج + طاقة.

وعند استخدام مسعر يكون التغير في الطاقة الناتجة من التفاعل أكبر كثيرا من حرارة المسعر. وهذا يعنى أن التفاعل يكون منتجا للحرارة عندما يسبب التفاعل زيادة في حرارة الوسط الكائن فيهِ. مثال على ذلك: نحك عود الكبريت على سطح خشن من أجل إشعاله. ينشأ عن الاحتكاك حرارة بسيطة تعمل على بدء التفاعل بين الكبريت والأكسجين الذي يشتعل مولدا طاقة حرارية أكبر.

في أي تفاعل ناشر للحرارة تكون الطاقة الابتدائية التي تُمتص لتكسير الروابط أقل من الطاقة الناتجة عن التفاعل، التي تتولد عند تكوين روابط جديدة بين الجزيئات المتفاعلة.

ويصعب للغاية قياس أو حساب كمية الطاقة المطلقة لتفاعل كيميائي ولكن يمكن حساب كل من السخانة (إنثالبي)، ΔH، لأي تفاعل كيميائي. ويعتبر مسعر الانفجار وسطا مناسبا لقياس التغير في الطاقة، ΔH، لتفاعل احتراق. وتتناسب قيم ΔH، المحسوبة والمقاسة لطاقة الرابطة كالتالي:

ΔH = الطاقة المستخدمة في تفاعلات كسر الروابط – الطاقة المنطلقة لعمل الروابط في النواتج.

ولأى تفاعل ناشر للحرارة، تكون قيم ΔH سالبة:

2H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g

ΔH = −83.6 kJ/mol of O₂

يكون خليط التفاعل عادة في حالة شبه مستقرة (حرجة). وعن طريق اكتسابها لكمية معينة من الطاقة، تسمى «طاقة التنشيط» أو «إنثالبي التنشيط» يُرفع النظام إلى الحالة غير المستقرة ويسير التفاعل. وعن طريق التنشيط يبدأ سريان التفاعل ويستمر التفاعل من ذاته بدون الاحتياج إلى تنشيط آخر.

يصدر النظام الكيميائي طاقة وينشرها في الوسط المحيط بهِ، وتسمى تلك الحرارة الصادرة منه «إنثالبي التفاعل». وتكون نواتج التفاعل في حالة مستقرة.

ومثال على طاقة التنشيط عندما نشعل عود كبريت من أجل إشعال الخشب، حيث ينتج احتكاك عود الكبريت بالسطح لخشن تلك الحرارة الأولية المنشطة. أما في الغازات فيجري اشتعالها بشرارة كهربائية.

Legende: ${\displaystyle \!\ H:={\text{Enthalphie))}$ ${\displaystyle \!\ \Delta ^{\ddagger }H:={\text{Aktivierungsenthalpie))}$ ${\displaystyle \!\ \Delta _{\mathrm {R} }H:={\text{Reaktionsenthalpie))}$ اليسار: حالة المخلوط الأولية (شبه مستقرة): metastable في الوسط: وصول المخلوط إلى الحالة الغير مستقرة: unstable] إلى اليمين: حالة النواتج النهائية: stable]

مثال: يحترق الكربون ويتحد مع اكسجين الهواء مكونا ثاني أكسيد الكربون مع إصدار حرارة.

${\displaystyle \mathrm {C+O_{2}\ {\xrightarrow {\mathcal {5))}\ CO_{2}+heat} }$.

إنثالبي التفاعل (فرق الإنثالبي) الناتج عن التفاعل ${\displaystyle \Delta H}$ سالب الإشارة. ويمكن حسابها من «الإنثالبي العياري للتفاعلات»

إذا كانت طاقة التنشيط قليلة جدا فقد يمكن سريان التفاعل بدون تزويد المخلوط بحرارة من الخارج، حيث يستمد النظام طاقة التنشيط من داخل المحيط. ويشتعل النظام فوريا (خطورة تخزين المفرقعات).

يعرف الإنثالبي بأنه مجموع الطاقة الداخلية في نظام مضافا إليها حاصل ضرب الضغط في الحجم. وهو ما يحتويه نظام من الطاقة عند ثبات الضغط.

فرق الإنثالبي ، ويرمز له ${\displaystyle \Delta H}$ هو فرق إنثالبي المواد الناتجة من التفاعل ${\displaystyle H_{2))$ وإنثالبي المواد الداخلة في التفاعل ${\displaystyle H_{1))$ ، وتكتب المعادلة كالآتي:

${\displaystyle \Delta H=H_{2}-H_{1}<0}$

ولذلك تكون إشارة الحرارة الناتجة سالبة (المواد المتفاعلة تفقد حرارة، ويكتسب الإنسان تلك الحرارة. فإذا إضفنا من جهتنا حرارة إلى نظام فإن إشارتها طبعا تكون موجبة).

وكذلك في الفيزياء: ينتج عن الانشطار النووي طاقة تتحرر، فالتفاعل الانشطاري عبارة عن تفاعل منتج للحرارة. وتفاعل الاندماج النووي مثل الاندماج النووي للهيدروجين الذي تستمد منه الشمس طاقتها هو أيضا «تفاعل منتج للطاقة».

• الاحتراق
• التعادل
• تفاعل الثرميت: تفاعل شديد بين الألمونيوم وأكسيد الحديد
• إضافة الماء للأحماض المركزة.

• GCSE التفاعلات

• تفاعل ماص للحرارة
• تفاعل الثرميت
• تفاعل كيميائي
• تفاعلات أكسدة-اختزال
• اختزال
• تفاعل ألومنيوم حراري

• بوابة الفيزياء
• بوابة كيمياء فيزيائية
• بوابة الكيمياء