Energía en las reacciones químicas

Quemar un mol de metano, 16 g, libera 890.8 kJ de calor, suficiente para calentar unos 2.7 litros de agua de 20 °C a 100 °C.

Algunas reacciones se calientan, como una llama de gas. Otras absorben calor del entorno. La diferencia está en los enlaces. Romper un enlace químico siempre requiere energía y formar uno siempre libera energía. La molécula de hidrógeno, por ejemplo, necesita 436 kJ por mol para separarse. Que una reacción en conjunto libere o absorba calor depende de cuál sea mayor: la energía gastada en romper los enlaces originales o la liberada al formar los nuevos.

Exotérmicas y endotérmicas

Los químicos expresan el calor de una reacción a presión constante mediante el cambio de entalpía, ΔH. Si los productos tienen menos entalpía que los reactivos, la diferencia se libera como calor, ΔH es negativo y la reacción es exotérmica. Si tienen más, debe absorberse calor del entorno, ΔH es positivo y la reacción es endotérmica. Al invertir una reacción se invierte el signo de ΔH: formar agua a partir de hidrógeno y oxígeno libera 571.6 kJ por cada dos moles de agua, por lo que separar dos moles de agua líquida en sus elementos requiere 571.6 kJ.

Los combustibles son sustancias con entalpías de combustión grandes y negativas. Entre los valores medidos figuran −890.8 kJ por mol para el metano, −285.8 kJ para el hidrógeno, −1366.8 kJ para el etanol y −726.1 kJ para el metanol. Por gramo, la comparación cambia. El metano libera unos 55.5 kJ por gramo; el etanol, unos 29.7 kJ por gramo; y el hidrógeno, al ser tan ligero, unos 141.8 kJ por gramo. OpenStax calcula que quemar un litro de isooctano, un componente habitual de la gasolina, libera 33 100 kJ. No todas las reacciones útiles son exotérmicas. El ozono se forma a partir del oxígeno en las capas altas de la atmósfera mediante un proceso endotérmico impulsado por la luz ultravioleta. El nitrógeno y el oxígeno absorben 180.5 kJ para formar dos moles de monóxido de nitrógeno; por eso esta reacción ocurre sobre todo en los cilindros muy calientes de los motores.

Por qué los combustibles necesitan una chispa

Si quemar metano libera tanta energía, ¿por qué el gas de una tubería de cocina no se enciende solo? Porque la reacción debe romper enlaces antes de formar otros nuevos. Las moléculas tienen que chocar con una energía mínima, la energía de activación Eₐ, para alcanzar la disposición inestable en lo alto de la barrera, llamada estado de transición. A temperatura ambiente, casi ninguna colisión tiene tanta energía. Una chispa o un fósforo aporta la energía para las primeras reacciones; después, el calor liberado mantiene las demás.

Desliza el punto a lo largo de la curva del laboratorio. Durante la subida, los enlaces se estiran y la energía aumenta. En la cima, los enlaces antiguos están a medio romper y los nuevos a medio formar. Durante la bajada, los enlaces nuevos terminan de formarse y se libera energía. La altura de la barrera determina la rapidez de la reacción, tema de la próxima unidad; la diferencia entre los extremos determina cuánto calor se libera. Al activar el catalizador con el botón, la reacción sigue un camino más fácil, con una barrera menor, pero los extremos no cambian de posición, así que ΔH tampoco cambia.