En termoquímica , una reacción exotérmica es una "reacción para la cual el cambio de entalpía estándar general Δ H ⚬ es negativo". [1] [2] Las reacciones exotérmicas generalmente liberan calor . El término a menudo se confunde con la reacción exergónica , que la IUPAC define como "... una reacción para la cual el cambio de energía de Gibbs estándar general Δ G ⚬ es negativo". [2] Una reacción fuertemente exotérmica generalmente también será exergónica porque Δ H ⚬ hace una contribución importante a Δ G ⚬ . La mayoría de las reacciones químicas espectaculares que se demuestran en las aulas son exotérmicas y exergónicas. Lo opuesto es una reacción endotérmica , que generalmente absorbe calor y es impulsada por un aumento de entropía en el sistema.
Los ejemplos son numerosos: combustión , reacción de termita , combinación de ácidos y bases fuertes, polimerizaciones . Como ejemplo en la vida cotidiana, los calentadores de manos utilizan la oxidación del hierro para lograr una reacción exotérmica:
Una clase particularmente importante de reacciones exotérmicas es la combustión de un combustible de hidrocarburos, por ejemplo la quema de gas natural:
Estas reacciones de muestra son fuertemente exotérmicas.
Las reacciones exotérmicas no controladas, las que dan lugar a incendios y explosiones , son derrochadoras porque es difícil captar la energía liberada. La naturaleza efectúa reacciones de combustión en condiciones muy controladas, evitando incendios y explosiones, en la respiración aeróbica para captar la energía liberada, por ejemplo, para la formación de ATP .
La entalpía de un sistema químico es esencialmente su energía. El cambio de entalpía Δ H para una reacción es igual al calor q transferido desde (o hacia) un sistema cerrado a presión constante sin entrada o salida de energía eléctrica. La producción o absorción de calor en una reacción química se mide utilizando calorimetría , por ejemplo, con un calorímetro de bomba . Un instrumento de laboratorio común es el calorímetro de reacción , donde se monitorea el flujo de calor desde o hacia el recipiente de reacción. La liberación de calor y el cambio de energía correspondiente, Δ H , de una reacción de combustión se pueden medir con particular precisión.
La energía térmica medida liberada en una reacción exotérmica se convierte en Δ H ⚬ en julios por mol (anteriormente cal/mol ). El cambio de entalpía estándar Δ H ⚬ es esencialmente el cambio de entalpía cuando los coeficientes estequiométricos en la reacción se consideran como las cantidades de reactivos y productos (en moles); por lo general, se supone que la temperatura inicial y final es de 25 °C. Para las reacciones en fase gaseosa, los valores de Δ H ⚬ se relacionan con las energías de enlace con una buena aproximación mediante:
En una reacción exotérmica, por definición, el cambio de entalpía tiene un valor negativo:
donde se resta un valor mayor (la energía más alta de los reactivos) de un valor menor (la energía más baja de los productos). Por ejemplo, cuando se quema hidrógeno:
