Entalpía de reacción

Reaction Enthalpy

Un calentador de manos se calienta con el calor de la oxidación del hierro, y una bolsa de frío se enfría porque el nitrato de amonio, al disolverse en agua, absorbe calor. Si una reacción desprende o absorbe calor se expresa con la diferencia de entalpía entre productos y reactivos, ΔH: si es negativa, la reacción es exotérmica, y si es positiva, endotérmica. Romper los enlaces de los reactivos cuesta energía y formar los de los productos la libera, así que las energías de enlace permiten estimar ΔH; y como la entalpía depende solo de los estados inicial y final, ΔH también se puede obtener sumando y restando otras reacciones (ley de Hess). Los diagramas muestran la colina de energía según ΔH, la energía que entra y sale mientras H₂ y Cl₂ se convierten en HCl, y dos caminos del carbono al dióxido de carbono.

Subir la colina de energía

💡 Como una ruta que cruza una montaña

①Para convertirse en productos, los reactivos deben superar una colina de alta energía llamada estado de transición

②La altura de la colina es la energía de activación Eₐ, la energía mínima para que la reacción empiece

③Si el destino (productos) está más bajo que la salida (reactivos), la diferencia se libera como calor: reacción exotérmica, ΔH < 0

④Si el destino está más alto, la diferencia se absorbe como calor: reacción endotérmica, ΔH > 0

⑤ΔH es solo la diferencia de altura entre salida y llegada, así que se fija con independencia de la altura de la colina (Eₐ)

Cómo leer el diagrama de entalpía

ΔH (kJ)−40 kJ

🔍 Qué comprobar con el deslizador

①Con ΔH negativa, los productos quedan por debajo de los reactivos: exotérmica

②Con ΔH positiva, los productos suben por encima: endotérmica

③En los dos casos, los reactivos tienen que subir primero hasta la cima del estado de transición

④En una reacción endotérmica Eₐ es mayor que ΔH, porque los productos ya están por encima de los reactivos y la cima tiene que estar aún más alta

ΔH a partir de las energías de enlace

Avance de la reacción (romper enlaces → formar enlaces)30%

ΔH a partir de energías de enlace

ΔH = Σ(enlaces reactivos) − Σ(enlaces productos)

A la energía que absorben los enlaces rotos se le resta la que liberan los enlaces nuevos

💡 Por qué funciona esta fórmula

①Toda reacción puede verse en dos pasos: romper los enlaces de los reactivos y formar los de los productos

②Romper enlaces siempre cuesta energía: en la primera mitad del diagrama, H–H (436 kJ) y Cl–Cl (243 kJ) absorben 679 kJ en total

③Formar enlaces siempre libera energía: en la segunda mitad se forman dos enlaces H–Cl y se liberan 2 × 431 = 862 kJ

④La energía liberada supera a la absorbida en 183 kJ, así que ΔH = −183 kJ y la reacción es exotérmica

⑤Cuanto más fuertes son los enlaces nuevos frente a los rotos, más calor se desprende

Ley de Hess

ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ⋯

Sea cual sea el camino, la variación total de entalpía depende solo de los estados inicial y final

Con entalpías de formación

ΔH = Σ(entalpías de formación de productos) − Σ(entalpías de formación de reactivos)

Con una tabla de entalpías de formación, tomando los elementos como cero, se puede calcular la ΔH de cualquier reacción

💡 Por qué no importa el camino

①La entalpía es una función de estado: depende solo del estado actual

②El desnivel entre la cima de una montaña y la costa es el mismo por la carretera principal que por un sendero

③En el diagrama, el carbono que reacciona con O₂ de una vez da −394 kJ, y pasando por CO en dos pasos da −111 + (−283) = −394 kJ

④Así, incluso la ΔH de una reacción difícil de medir directamente, como quemar carbono solo hasta CO, se obtiene sumando y restando otras reacciones

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

Calcula ΔH para H₂ + Cl₂ → 2HCl con las energías de enlace. (H−H = 436, Cl−Cl = 243, H−Cl = 431 kJ/mol)

A la energía de los enlaces rotos (un H–H y un Cl–Cl) se le resta la de los enlaces formados (dos H–Cl).

ΔH = (436 + 243) − (2 × 431)

Resuelve los paréntesis.

ΔH = 679 − 862 = −183 kJ

▸ −183 kJ (exotérmica)

Los dos enlaces H–Cl nuevos son más fuertes que los dos enlaces rotos, por eso se desprende calor. Es el valor final del diagrama de energías de enlace.

Ejemplo 2

Con estas dos reacciones, calcula ΔH para C + ½O₂ → CO. (a) C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ (b) CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ

La reacción buscada es (a) menos (b); al restar se cancela el CO₂.

C + ½O₂ → CO = (a) − (b)

Resta las ΔH del mismo modo.

ΔH = (−394) − (−283) = −111 kJ

▸ −111 kJ

El nivel intermedio (CO + ½O₂) del diagrama de la ley de Hess es justo este −111 kJ. Una reacción difícil de medir se obtuvo a partir de dos que sí se pueden medir.

Resumen

Fórmulas clave

ΔH = Σ(energías de enlaces rotos) − Σ(energías de enlaces formados)

o ΔH = Σ(entalpías de formación de productos) − Σ(entalpías de formación de reactivos)

Problema tipo CSAT, adaptado

En una reacción, la energía de enlace total de los reactivos es 1000 kJ y la de los productos 1200 kJ. ¿Cuál es ΔH y el tipo?

①+200 kJ, endotérmica

②−200 kJ, exotérmica

③+2200 kJ, endotérmica

④−2200 kJ, exotérmica

⑤0 kJ, sin intercambio de calor

▸ ② −200 kJ, exotérmica

Sustituye en ΔH = Σ(energías de enlaces rotos) − Σ(energías de enlaces formados).

ΔH = 1000 − 1200 = −200 kJ

ΔH < 0, así que la reacción es exotérmica; los enlaces de los productos son más fuertes.

ΔH < 0 → exotérmica

🎯 Puntos clave

①ΔH < 0 indica una reacción exotérmica, con productos de menor energía y más estables que los reactivos

②ΔH > 0 indica una reacción endotérmica

③Ley de Hess: ΔH depende solo de los estados inicial y final; al sumar o restar ecuaciones, sus ΔH se suman o restan

④Entalpía de formación: la ΔH al formarse 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos

⑤La energía de activación es la energía mínima para que ocurra la reacción y se fija con independencia de ΔH

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Equilibrio químico

Última actualización 2026-10-17

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