Termoquímica: reacciones exotérmicas y endotérmicas con ejemplos de la vida diaria
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Una fogata calienta, pero una compresa fría instantánea se enfría al apretarla. Las dos son procesos químicos: uno libera energía y el otro la absorbe. La termoquímica estudia esos cambios de energía.
En tu libro: este tema está en las páginas 307 a 310 de Saberes y pensamiento científico. Tercer grado (SEP).
¿De dónde sale la energía de una reacción?
En una reacción química hay dos etapas:
- Se rompen los enlaces de los reactivos, y para eso se necesita energía.
- Se forman los enlaces de los productos, y eso libera energía.
El balance entre ambas etapas decide si la reacción, en total, libera o absorbe energía (generalmente en forma de calor).
| Exotérmica | Endotérmica | |
|---|---|---|
| Energía | Libera calor hacia el entorno | Absorbe calor del entorno |
| Qué se siente | El recipiente o el entorno se calienta | El recipiente o el entorno se enfría |
| Balance | Se libera más energía al formar enlaces que la que se gastó al romperlos | Se gasta más energía al romper enlaces que la que se libera al formarlos |
Ejemplos de procesos exotérmicos
- La combustión: el gas de la estufa, la leña o la gasolina liberan mucha energía en forma de calor y luz: + energía.
- La respiración celular: en las mitocondrias, la glucosa reacciona con oxígeno y libera la energía que usan las células, almacenada en forma de ATP:
- La neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, como , desprende calor, aunque en disoluciones diluidas casi no se nota.
- La corrosión del hierro también libera calor, pero tan lentamente que no se percibe.
- La fisión nuclear libera muchísima energía: un núcleo de uranio-235 que absorbe un neutrón se rompe en núcleos más ligeros, como bario y kriptón. Es la base de las centrales nucleares. (Es una reacción nuclear, no química: cambian los núcleos de los átomos, no solo sus electrones).
Ejemplos de procesos endotérmicos
- La fotosíntesis: las plantas absorben energía del Sol para formar glucosa:
- La cocción de los alimentos: hay que darles calor continuamente para que ocurran los cambios químicos.
- La descomposición térmica, como al calentar la piedra caliza para obtener cal.
La disolución de sales
Disolver una sal en agua puede ser exotérmico o endotérmico, según la sal:
- El nitrato de amonio absorbe calor al disolverse: por eso se usa en las compresas frías instantáneas.
- El cloruro de calcio libera calor al disolverse: se usa en algunas compresas calientes.
Una aclaración sobre el libro: en la página 308 se pone como ejemplo de neutralización exotérmica el bicarbonato de sodio con el ácido del estómago. Esa reacción en particular casi no cambia de temperatura (incluso enfría un poco, porque se escapa el ); el ejemplo clásico de neutralización exotérmica es el de un ácido y una base fuertes, como el HCl con el NaOH.
Para qué aprovechamos estos cambios de energía
La energía de las reacciones exotérmicas mueve nuestra vida diaria: transporte, electricidad, cocina y calefacción. Y las endotérmicas, como la fotosíntesis, son la base de la alimentación de casi todos los seres vivos.
Comprueba lo aprendido
1. Al mezclar dos sustancias, el vaso se pone frío. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
Endotérmica: absorbe calor del entorno, incluido el vaso y tu mano.
2. ¿La respiración celular es exotérmica o endotérmica?
Exotérmica: libera la energía de la glucosa para que las células la usen.
3. ¿Por qué la fotosíntesis es endotérmica?
Porque necesita absorber energía de la luz solar para formar glucosa a partir de dióxido de carbono y agua.
Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:
Ejercicios de reacciones químicas
Temas relacionados: reacciones redox y tipos de reacciones químicas en el curso de Saberes y pensamiento científico 3. Para profundizar, revisa termoquímica: entalpía y ley de Hess en el curso de química de preparatoria.
Referencias
- Secretaría de Educación Pública (2024). Colección Nanahuatzin. Saberes y pensamiento científico. Tercer grado. SEP, pp. 307-310.
- Chang, R. y Overby, J. (2017). Química. McGraw Hill.
- Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. y Murphy, C. J. (2014). Química, la ciencia central. Pearson Educación.
