Reacción exotérmica y endotérmica 2

Reacción exotérmica y endotérmica
La termoquímica es una parte de la química que estudia la relación del calor con las
reacciones químicas.
A las reacciones químicas que liberan calor se les llaman exotérmicas. A
temperatura ambiente, el calor liberado por una reacción química es suficiente para
producir un aumento de temperatura que percibes al tocar el tubo de ensayo o
matraz y sentirlo “caliente”. Las moléculas excitadas del vidrio vibran tan
intensamente que al tocarlas pueden lastimar o “quemar” tu piel dependiendo de la
cantidad de calor generado.
Una reacción exotérmica es aquella que al efectuarse libera (genera o produce)
calor. A continuación mira el ejemplo del siguiente video:
na reacción endotérmica es aquella que para efectuarse necesita calor. A
temperatura ambiente, algunas reacciones endotérmicas toman el calor suficiente
del medio en que se encuentran, para producir una disminución de temperatura
observable. La reacción se siente “fría al tacto”. Para que observes un ejemplo,
observa el siguiente video:
Las reacciones exotérmicas y endotérmicas, de manera general, se
llaman reacciones térmicas para resaltar el papel del calor en el cambio.
ado que en las reacciones endotérmicas se requiere la absorción de energía,
muchos de los compuestos formados en estas reacciones son inestables y cualquier
pérdida de energía los hace desaparecer.

Mecanismo de las reacciones endotérmicas
En los laboratorios de química es común tratar con reacciones endotérmicas, tales
como la hidrólisis del agua o la producción de cloro molecular a partir de ácido
clorhídrico.
En nuestra cotidianidad también es posible encontrar ejemplos de este tipo de
reacciones.
Ejemplos
Fusión del hielo
El agua en forma de hielo absorbe calor para pasar de un estado sólido a uno
líquido.
Fotosíntesis
La producción de oxígeno por parte de las plantas requiere de la absorción de
energía solar.
Líquidos hirviendo
Al poner un líquido al calor, este gana energía y pasa a un estado gaseoso.

Evaporación del agua
Para que el agua pueda pasar de estado líquido a gaseoso debe absorber energía,
no solo al hervir sino también cuando se evapora.
Horneado de un pan
El calor aplicado a las masas del pan le conceden la estructura y consistencia en
que es consumido.
Cocinar un huevo
Al aplicar calor, las proteínas del huevo se desnaturalizan formando la estructura
sólida que usualmente se ingiere.
Cocción de alimentos
En general, siempre al cocinar con calor para cambiar las propiedades de los
alimentos, están ocurriendo reacciones endotérmicas.
Estás reacciones son las que causan que los alimentos se vuelvan más suaves,
generen masas maleables, liberen los componentes que contienen, entre otras
cosas.
Calentamiento de alimentos en el microondas
Por la radiación de microondas, las moléculas de agua en los alimentos absorben
energía, comienzan a vibrar y aumentan la temperatura de la comida.
Moldeamiento del vidrio
La absorción de calor por parte del vidrio flexibiliza sus uniones haciendo que su
forma sea más fácil de cambiar.

Bronceado
Las reacciones que causan el bronceado de la piel ocurren cuando la energía del
sol, o de otra fuente lumínica de propiedades similares, es absorbida.
Consumo de una vela
La cera de las velas se derrite al absorber el calor de la llama, cambiando su forma.
Limpieza con agua caliente
Al utilizar agua caliente para limpiar objetos que han sido manchados con grasa,
como ollas o la ropa, la grasa se vuelva más liquida y es más fácil de remover.
Esterilización por calor de alimentos y otros objetos
Al calentar objetos o alimentos, los microorganismos que estos contienen también
aumentan su temperatura.
Cuando mucho calor es suministrado, reacciones dentro de las células microbianas
ocurren. Muchas de estas reacciones, como el rompimiento de enlaces o la
desnaturalización de proteínas, terminan matando los microorganismos.
Combate de infecciones con fiebre
Cuando una fiebre se manifiesta, es porque el cuerpo produce el calor necesario
para matar las bacterias y virus que causan infecciones y generan enfermedades.
Si el calor generado es mucho y la fiebre alta, las células del cuerpo también son
afectadas y se corre riesgo de muerte.
Referencias

1. Alda W. Yuen D. A. Lüthi H. Rustad J. R. Exothermic and endothermic
chemical reactions involving very many particles modeled with molecular
dynamics. Physica D. 2000; 146: 261–274.
2. Charles G. (1977). An Introduction to Chemical Engineering Kinetics &
Reactor Design. John Wiley & Sons.
3. Davis H. M. Laws of matter up-to-date. The Science News-Letter,
1948; 53(25): 394–395.
4. Gadsby J. Sykes K. The Control of the Temperature of Endothermic
Reactions in Flow Systems. Proceedings of the Royal Society of London .
Series A, Mathematical and Physical Sciences 1948; 193(1034): 400–406.
5. Levenspiel O. (1999). Chemical Reaction Engineering. John Wiley & Sons.
6. Pine R. Endothermy in Bomb Calorimetry. Limnology and Oceanography.
1966; 11(1): 126–129.
7. Poianyi J. C. Some Concepts in Reaction Dynamics. Science.
1987; 236(4802): 680–690.
Reacción endotérmica. Son aquellas que absorben energía en forma de calor. Una
vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de
cualquier reacción química, si una reacción es endotérmica, la entalpía de los
productos Hp es mayor que la entalpía de los reactivos Hr , pues una determinada
cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor, durante la
reacción, quedando contenida en los productos. Siendo que en la reacción
endotérmica: Hp > Hr.
Y siendo DH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH será
siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH > 0.
La reacción produce nitrato de bario, amoníaco y agua… y absorbe gran cantidad
de calor, tanto que congela la capa de agua que queda sobre la madera y la “pega”
al matraz. Ba(OH)2.8H2O + 2 NH4NO3 → Ba (NO3)2 + 2 NH3 + 10 H2O ∆H= 80,3
KJ. En esta reacción hay un gran aumento de entropía: pasamos de 3 moles a 13
moles y de sustancias en fase sólida a sustancias en disolución. Este aumento de
entropía hace que el proceso sea espontáneo, aunque la variación de entalpía del

proceso no sea favorable. La espontaneidad de una reacción química viene dada
por la variación de la energía libre de Gibbs. Las reacciones endotérmicas, sobre
todo las del amoníaco impulsaron una próspera industria de generación de hielo a
principios del siglo XIX.
Contenido
1 Ejemplo de Reacción Endotérmica
2 Productos obtenidos
3 Combustión
4 Velocidad de la reacción
5 Fuente
Ejemplo de Reacción Endotérmica
Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono (O3). Esta reacción
ocurre en las capas altas de la atmósfera, donde las radiaciones
ultravioleta proveen la energía del Sol. También ocurre cerca de descargas
eléctricas (cuando se producen tormentas eléctricas):
3 O2 + ENERGÍA® 2 O3 ; DH > 0
La energía se conserva durante las reacciones químicas. En una reacción pueden
considerarse dos fases diferenciadas: en primer lugar, los enlaces químicos de los
reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. En esta
operación se requiere cierta cantidad de energía, que será liberada si el enlace roto
vuelve a formarse. Los enlaces químicoscon alta energía se conocen como enlaces
`fuertes', pues precisan un esfuerzo mayor para romperse.
Si en el producto se forman enlaces más fuertes que los que se rompen en el
reactivo, se libera energía en forma de calor, constituyendo una reacción
exotérmica. En caso contrario, la energía es absorbida y la reacción se denomina
endotérmica. Debido a que los enlaces fuertes se crean con más facilidad que los
débiles, son más frecuentes las reacciones exotérmicas espontáneas; un ejemplo

de ello es la combustión de los compuestos del carbono en el aire para producir
CO2 y H2O, que tienen enlaces fuertes. Pero también se producen reacciones
endotérmicas espontáneas, como la disolución de sal en agua.
Las reacciones endotérmicas suelen estar asociadas a la disociación de
las moléculas. Esto último puede medirse por el incremento de la entropía del
sistema. El efecto neto de la tendencia a formar enlaces fuertes y la tendencia de
las moléculas e iones a disociarse se puede medir por el cambio en la energía libre
del sistema. Todo cambio espontáneo a temperatura y presión constantes implica
un incremento de la energía libre, acompañado de un aumento de la fuerza del
enlace.
Una reacción química es el proceso en el que una o más sustancias se transforman
en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de
reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar
el oxígeno del aire con el hierro.
Productos obtenidos
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio
cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien
las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier
reacción química. Estas cantidades constantes, que reciben el nombre de
magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente,
la carga eléctrica y la masa total.
Combustión
En algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de forma
rápida. Otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. La cinética
química, que estudia la velocidad de las reacciones, contempla tres condiciones que
deben darse a nivel molecular para que tenga lugar una reacción química: las
moléculas deben colisionar, han de estar situadas de modo que los grupos que van

a reaccionar se encuentren juntos en un estado de transición entre los reactivos y
los productos, y la colisión debe tener energía suficiente para crear el estado de
transición y transformarlo en productos.
Las reacciones rápidas se dan cuando estas tres condiciones se cumplen con
facilidad. Sin embargo, si uno de los factores presenta cierta dificultad, la reacción
resulta especialmente lenta.
Velocidad de la reacción
La velocidad de la reacción aumenta en presencia de un catalizador, una sustancia
que no resulta alterada o se regenera, por lo que el proceso continúa. La mezcla
de gases hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente no explota, pero si se
añade platino en polvo la mezcla explosiona al cubrirse la superficie del platino con
el oxígeno absorbido. Los átomos de platino alargan los enlaces de las moléculas
de O2, debilitándolos y rebajando la energía de activación. Los átomos de oxígeno
reaccionan rápidamente con moléculas de hidrógeno, colisionando contra ellas y
formando agua y regenerando el catalizador. Las fases por las que pasa una
reacción constituyen el `mecanismo de reacción'.
La velocidad de la reacción puede modificarse no sólo con catalizadores, sino
también mediante cambios en la temperatura y en las concentraciones. Al elevar la

temperatura se incrementa la velocidad a causa del aumento de la energía
cinética de las moléculas de los reactivos, lo que provoca un mayor número de
colisiones por segundo y hace posible la formación de estados de transición. Con el
aumento de la concentración se consigue incrementar la velocidad de la reacción,
al aumentar el número y la velocidad de las colisiones moleculares.
Fuente
Reaccin-endotrmica
Reacciones-exotermicas-y-endotermicas
Reaccion-endotermica
Reacciones-enxotermicas-endotermicas-y-principio-de-thompsen-berthelot