Reacciones exotérmicas y endotérmicas

¿Para qué sirve esto?

Cuando prendes la estufa de gas, la cocina se calienta: la combustión entrega energía. Cuando una planta hace fotosíntesis, en cambio, necesita recibir la energía de la luz del sol para fabricar glucosa. Unas reacciones dan energía y otras la piden.

Saber si un proceso entrega o pide energía sirve para escoger un combustible, para diseñar una compresa fría para un golpe (en ella, una sal absorbe energía al disolverse) o para entender por qué un fósforo necesita que lo rasques antes de prender, aunque después arda solo. En esta lección vas a medir esa energía con un número con signo, el ΔH, y a leerla en un diagrama.

Antes de empezar necesitas recordar la teoría de colisiones y la energía de activación de la lección anterior, y cómo se calculan moles a partir de una masa con la masa molar.

Energía que entra y energía que sale

En química se llama sistema a las sustancias que reaccionan y entorno a todo lo que las rodea: el recipiente, el aire, tu mano. En toda reacción se rompen enlaces de los reactivos y se forman enlaces nuevos en los productos. Romper un enlace siempre cuesta energía; formarlo siempre la libera. El balance entre las dos cosas decide el resultado:

• si al formar los enlaces nuevos se libera más energía de la que costó romper los viejos, sobra energía y sale al entorno: la reacción es exotérmica, y el entorno se calienta;
• si romper los enlaces cuesta más de lo que devuelve formar los nuevos, la reacción tiene que tomar energía del entorno: es endotérmica, y el entorno se enfría.

Por eso el carácter exotérmico o endotérmico depende de la naturaleza de los reactivos: de qué enlaces tienen y qué enlaces se forman.

El signo de ΔH

La energía que la reacción intercambia a presión constante se llama entalpía de reacción y se escribe $\Delta H$:

$$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$$

Si los productos quedan con menos energía que los reactivos, $\Delta H$ es negativo: la diferencia salió al entorno, y la reacción es exotérmica. Si quedan con más energía, $\Delta H$ es positivo: la reacción la absorbió, y es endotérmica. El signo se mira siempre desde el sistema: negativo quiere decir «el sistema perdió energía».

Una ecuación con su $\Delta H$ se llama ecuación termoquímica. Los valores de $\Delta H$ y de energía de esta lección son inventados o redondeados para practicar; los reales se miden en el laboratorio y se consultan en tablas.

El diagrama de energía

Un diagrama de energía muestra cómo cambia la energía del sistema mientras la reacción avanza. A la izquierda está el nivel de los reactivos y a la derecha el de los productos. En el medio hay una cima: el complejo activado, el momento en que unos enlaces se están rompiendo y otros formando.

• La energía de activación $E_a$ es la altura de la cima medida desde los reactivos: cima menos reactivos.
• El $\Delta H$ es la altura de los productos medida desde los reactivos: productos menos reactivos.

Como solo importan las diferencias, en estos diagramas el cero de energía se elige por comodidad.

Temperatura, catalizadores y compuestos orgánicos

¿Por qué hay reacciones exotérmicas que necesitan una chispa para empezar? Un fósforo o el gas de la estufa liberan energía al arder, pero no se prenden solos: primero hay que darles la energía de activación con una chispa o con el roce. Después, la energía que libera la propia reacción calienta las moléculas vecinas y les da la energía para reaccionar, y la combustión sigue sola. Que una reacción sea exotérmica no quiere decir que sea rápida ni que empiece sin ayuda: el $\Delta H$ y la $E_a$ son dos alturas distintas del diagrama.

El catalizador baja la cima, pero no cambia el nivel de los reactivos ni el de los productos. Por eso no cambia el $\Delta H$: una reacción exotérmica sigue siendo exotérmica, con la misma energía liberada, solo que ocurre más rápido.

La reacción inversa recorre el diagrama al revés. Su $\Delta H$ tiene el mismo valor con el signo cambiado: si la directa libera 30 kJ, la inversa absorbe 30 kJ. Su energía de activación se mide desde los productos hasta la cima.

Los compuestos orgánicos dan muchos ejemplos. La combustión de los hidrocarburos y de los alcoholes es exotérmica: por eso el gas natural, la gasolina y el alcohol se usan como combustibles. Por ejemplo, el etanol arde así:

$$\mathrm{C_2H_5OH + 3O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O}$$

En cambio, la fotosíntesis, que fabrica glucosa a partir de dióxido de carbono y agua, es endotérmica: la energía la pone la luz. Y la respiración de tus células, que hace lo contrario con la glucosa, es exotérmica: de ahí sale la energía que usa tu cuerpo.

En resumen

• Una reacción exotérmica libera energía al entorno y tiene ΔH negativo; una endotérmica la absorbe y tiene ΔH positivo.

• ΔH = H(productos) − H(reactivos), y el signo se mira desde el sistema.

• En un diagrama de energía, la energía de activación es la cima menos los reactivos, y el ΔH es productos menos reactivos.

• Un catalizador baja la cima del diagrama, pero no cambia los reactivos, los productos ni el ΔH.

• La energía que intercambia una masa de reactivo se calcula con los moles y el ΔH de la ecuación balanceada.

Vocabulario

Reacción exotérmica

Reacción que libera energía hacia el entorno; los productos quedan con menos energía que los reactivos y su ΔH es negativo.

Reacción endotérmica

Reacción que absorbe energía del entorno; los productos quedan con más energía que los reactivos y su ΔH es positivo.

Entalpía de reacción (ΔH)

Diferencia entre la energía de los productos y la de los reactivos, medida a presión constante.

Complejo activado

Arreglo inestable de átomos que se forma en la cima del diagrama de energía, cuando unos enlaces se están rompiendo y otros formando.

Diagrama de energía

Gráfica de la energía del sistema a lo largo del avance de la reacción, de los reactivos a los productos.