Reacciones exotérmicas – Química –

A diferencia de las reacciones endotérmicas, reacciones exotérmicas tienen un balance energético negativo al comparar la entalpía total de los reactivos con la de los productos. Por lo tanto, la variación entálpica final es negativa (menos productos energéticos que los reactivos) e indica que hubo más liberación de energía, en forma de calor, al ambiente externo que absorción, también en forma de calor.

Por tanto, la temperatura final de los productos es superior a la temperatura inicial de los reactivos.

El esquema de una reacción exotérmica se representa en el siguiente gráfico:

Según la imagen, se puede ver que los reactivos tienen un nivel de energía superior a los productos. Así, para producirse, los reactivos liberan parte de la energía contenida en forma de calor. Dado que si tuviéramos que suministrar calor al recipiente en el que están contenidos los compuestos, cambiaríamos el equilibrio de la reacción al lado del reactivo. En otras palabras, dificultaríamos la formación de los productos.

Por el contrario, en una reacción endotérmica, el suministro de energía desplaza el equilibrio hacia la formación de productos. Dado que este proceso absorbe calor del medio.

Por lo tanto, H_R + Energía entregada en el medio = H_PAG. O, Energía entregada en el medio = H_PAG – H_R. Y, la energía dada al medio es la variación de entalpía ΔH, con H_PAGR: ΔH <0 (negativo).

Ejemplos de reacciones exotérmicas

½ O2_(gramo) + H2_(gramo) -> H2O₍₁₎ (ΔH = -68,3 Kcal / mol o -285,49 KJ / mol)

½ H2_(gramo) + ½ Cl2_(gramo) -> HCl_(gramo) (ΔH = -22.0 Kcal / mol o -91.96 KJ / mol)

½ H2_(gramo) + ½ Br2_(gramo) -> HBr_(gramo) (ΔH = -8,6 Kcal / mol o -35,95 KJ / mol)

C_(s) + ½ O2_(gramo) -> CO_(gramo) (ΔH = -26,4 Kcal / mol o -110,35 KJ / mol)

C_(s) + O2_(gramo) -> CO2_(gramo) (ΔH = -94,1 Kcal / mol o -393,34 KJ / mol)

s_(s) + O2_(gramo) -> SO2_(gramo) (ΔH = -70,9 Kcal / mol o -296,36 KJ / mol)

Tenga en cuenta que todas y cada una de las reacciones de combustión son estrictamente exotérmicas.

Espontaneidad de reacciones

Durante mucho tiempo se pensó que las reacciones exotérmicas eran siempre espontáneas, hasta el punto de que las endotérmicas eran todo lo contrario. Sin embargo, Modern Chemistry afirma que este precepto no puede tomarse como una regla general: hay reacciones endotérmicas espontáneas (como la reacción entre el amoníaco y el agua formando la base débil del hidróxido de amonio – NH₄OH); al igual que hay reacciones exotérmicas que no ocurrirían si no se añadiera una fuente de ignición (como la reacción entre el hidrógeno gaseoso y el agua que forma oxígeno).

Para predecir la espontaneidad de las reacciones de manera más eficiente, se debe usar la relación de energía libre de Gibbs: donde una reacción ciertamente será espontánea si tiende a disminuir la entalpía, aumenta la entropía del sistema y, en consecuencia, disminuye la capacidad de realizar trabajo (ΔG <0). Por lo tanto, al no ser espontáneo, tiende a aumentar la entalpía, disminuir la entropía del sistema y aumentar la capacidad de realizar trabajo (ΔG> 0).

La ecuación de variación de energía libre de Gibbs es la siguiente:

ΔG = ΔH – T. ΔS

Donde, ΔH = cambio en la entalpía total de la reacción (en KJ / mol)

T = temperatura absoluta del sistema (en K)

ΔS = Cambio de entropía (en KJ / mol.K)

Referencia:
http://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htm (consultado el 13/08/2010)