Reacción exotérmicaSe denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como

luz o como calor,1 o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El

prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan

energía. Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema general de una

reacción exotérmica se puede escribir de la siguiente manera:

A + B → C + D + calor

Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando éstas son intensas pueden

generar fuego. Si dos átomos de hidrógeno reaccionan entre sí e integran una molécula, el proceso es

exotérmico.

H + H = H2

Δ H  = -104 kcal/mol

Son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido

(solidificación).

Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión.

La reacción contraria, que consume energía, se denomina endotérmica.

Notas[editar]

1. Ir a↑ Química en Google Libros.

Véase también[editar]

Reacción endotérmica

Reacción exergónica

Termoquímica

Reacción endotérmicaSe denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.

Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía

o ΔH positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos.

Las reacciones endotérmicas y especialmente las relacionadas con el amoníaco impulsaron una

próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío industrialse

genera con electricidad en máquinas frigoríficas.

Ejemplo de reacción endotérmica[editar]

Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono (O3). Esta reacción ocurre en las capas

altas de la atmósfera, gracias a la radiación ultravioleta proporcionada por la energía delSol. También se

produce esta reacción en las tormentas, en las proximidades de las descargas eléctricas.

3O2 + ENERGÍA da lugar a 2O3 ; ΔH > 0

Véase también[editar]

Reacción exotérmica

Reacción endergónica

Reacción exergónicaUna reacción exergónica es una reacción química donde la variación de la energía libre de Gibbs es

negativa.1 Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión constantes una

reacción exergónica se define con la condición:

Que describe una reacción química que libera energía en forma de calor, luz, etc. Las reacciones

exergónicas son una forma de procesos exergónicos en general o procesos espontáneos y son lo

contrario de las reacciones endergónicas. Se dijo que las reacciones exergónicas

transcurren espontáneamente pero esto no significa que la reacción transcurrirá sin ninguna

limitación o problema. Por ejemplo la velocidad de reacción entre hidrógeno y oxigeno es muy lenta

y no se observa en ausencia de un catalizador adecuado.

Las reacciones exergónicas liberan más energía de la que absorben; en ella, la formación de

nuevos enlaces de los productos (en la reacción química) liberan una cantidad de energía mayor

que la absorbida para romper los enlaces de los reactivos, de modo que el exceso queda libre

conforme se lleva acabo la reacción. Por lo regular las reacciones catabólicas son exergónicas.

Véase también[editar]

Reacción endergónica

Reacción exotérmica

Referencias[editar]

1. Ir a↑

TermoquímicaLa Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las transformaciones que

sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de

la termodinámica a la química.

Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante

(atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén

realizando).

Proceso a presión constante

El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. Qp = ΔrH

Proceso a volumen constante

El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la

reacción. Qv = ΔrU

Índice

  [ocultar] 

1 Funciones de estado

2 Ley de Hess

3 Véase también

4 Enlaces externos

Funciones de estado[editar]

Artículo principal: Función de estado

Las funciones de estado son variables termodinámicas; son las siguientes:

entalpía

energía interna

entropía

entalpía libre

presión

volumen

temperatura

Ley de Hess[editar]

Artículo principal: Ley de Hess

Germain Henry Hess (Ginebra, 1802-San Petersburgo, 1850) fue un fisicoquímico ruso de origen suizo

que sentó las bases de la termodinámica actual. Trabajó fundamentalmente la química de gases, y

enunció la ley que nos disponemos a comentar ahora:

"En una reacción química expresada como la suma (o diferencia) algebraica de otras reacciones químicas,

puesto que es función de estado, la entalpía de reacción global es también la suma (ó diferencia) algebraica

de las entalpías de las otras reacciones."

Consideremos la reacción:

A   B

Y supongamos la existencia de las siguientes reacciones intermedias, de   conocida:

A   C

D   C

D   B

Vemos que podemos montar un ciclo termodinámico tal que, en vez de ir de A a B directamente,

pasemos por todas las reacciones intermedias antes descritas:

A   C   D   B

Como la entalpía es una función de estado,  . El proceso no depende del camino, y, por

lo tanto, es indiferente que la hagamos directamente o teniendo en cuenta las demás reacciones.

Nótese que la reacción D   C va en el sentido opuesto al que nos interesa para cerrar el ciclo. Por

ello, debemos invertir la dirección del flujo energético para obtener la reacción que queremos, y eso se

logra cambiando el signo de la variación entálpica. Es decir,

.

Teniendo esto en cuenta, la entalpía de la reacción que queremos será:

En ocasiones, deberemos multiplicar la entalpía de reacción de una de las intermediarias por algún

coeficiente estequiométrico para que se cumpla la relación lineal entre las diferentes variaciones de

entalpías.

Véase también[editar]

Calorimetría

Entalpía

Leyes de la termodinámica

Reacciones isodésmicas

Reacciones isogíricas

Reacción exotérmica