QUÍMICA · REACCIONES Y CAMBIOS
Veintitrés reacciones y un contraste físico para entender cuándo se libera calor. Ecuaciones, estados físicos y cálculos explicados sin confundir energía con rapidez.
Una reacción exotérmica libera energía como calor hacia el entorno. La combustión de metano, la neutralización de un ácido con una base y la hidratación de la cal son ejemplos. A presión constante y si solo hay trabajo de expansión, ese calor corresponde a un cambio de entalpía negativo: ΔH < 0.
Compara diez formaciones de compuestos, diez combustiones y cuatro variantes. Los valores son aproximados y se refieren a las ecuaciones y fases indicadas, no al calor que necesariamente se aprovecha en una instalación.
Diez ejemplos de formación exotérmica. La entalpía estándar de formación, ΔHf°, corresponde a formar un mol de un compuesto desde los elementos en sus estados de referencia. Las ecuaciones de estas fichas usan coeficientes enteros; si forman varios moles, su ΔH° se multiplica en consecuencia.
Se trabaja a 298,15 K (25 °C), con estados estándar y presión estándar de referencia de 1 bar. s = sólido, l = líquido, g = gas y aq = especie acuosa. C(s) significa grafito y S₈(s), azufre rómbico. Una ecuación de formación es una referencia de cálculo: no describe necesariamente una síntesis directa realizable.
EJEMPLO 1
Formación estándar · ΔH° ≈ −6511,9 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −813,989 kJ por mol de H₂SO₄(l). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 8 mol de compuesto.
8H₂(g) + S₈(s) + 16O₂(g) → 8H₂SO₄(l)
La formación desde los elementos es una referencia termodinámica, no el procedimiento industrial ni la dilución del ácido en agua.
EJEMPLO 2
Formación estándar · ΔH° ≈ −696,4 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −174,1 kJ por mol de HNO₃(l). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 4 mol de compuesto.
2H₂(g) + 2N₂(g) + 6O₂(g) → 4HNO₃(l)
El dato corresponde al líquido puro; una disolución acuosa tiene otra entalpía de formación. No se obtiene este ácido simplemente juntando estos gases.
EJEMPLO 3
Formación estándar · ΔH° ≈ −221,0 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −110,52 kJ por mol de CO(g). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 2 mol de compuesto.
2C(s) + O₂(g) → 2CO(g)
C(s) representa grafito. La formación de CO libera energía, pero menos por mol de carbono que su oxidación completa a CO₂. Es un balance para ese producto, no una garantía de obtener solo CO.
EJEMPLO 4
Formación estándar · ΔH° ≈ −393,5 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −393,51 kJ por mol de CO₂(g). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 1 mol de compuesto.
C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
La referencia del carbono es grafito. Cambiarlo por diamante modifica el balance energético aunque ambos se escriban C.
EJEMPLO 5
Formación estándar · ΔH° ≈ −91,8 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −45,9 kJ por mol de NH₃(g). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 2 mol de compuesto.
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
La ecuación representa el sentido de formación. La síntesis real es reversible, necesita condiciones y catálisis adecuadas y puede quedar limitada por el equilibrio.
EJEMPLO 6
Formación estándar · ΔH° ≈ −2374,6 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −296,83 kJ por mol de SO₂(g). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 8 mol de compuesto.
S₈(s) + 8O₂(g) → 8SO₂(g)
S₈(s) designa azufre rómbico. Como se forman ocho moles de SO₂, el calor de esta ecuación es ocho veces la entalpía molar de formación.
EJEMPLO 7
Formación estándar · ΔH° ≈ −3165,8 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −395,72 kJ por mol de SO₃(g). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 8 mol de compuesto.
S₈(s) + 12O₂(g) → 8SO₃(g)
Se especifica SO₃ gaseoso como estado termodinámico de referencia. No se presupone que sea la fase estable de una muestra pura a 25 °C ni que el proceso real ocurra en una sola etapa.
EJEMPLO 8
Formación estándar · ΔH° ≈ −314,6 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −157,3 kJ por mol de CuO(s). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 2 mol de compuesto.
2Cu(s) + O₂(g) → 2CuO(s)
CuO y Cu₂O son compuestos distintos, con datos diferentes. Esta ecuación corresponde al óxido de cobre(II).
EJEMPLO 9
Formación estándar · ΔH° ≈ −822,4 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −411,2 kJ por mol de NaCl(s). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 2 mol de compuesto.
2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s)
La entalpía corresponde a formar el sólido desde los elementos. No es el calor de disolver sal ni el de neutralizar HCl con NaOH.
EJEMPLO 10
Formación estándar · ΔH° ≈ −11100,5 kJ por la ecuación escrita
ΔHf° = −1387,56 kJ por mol de Na₂SO₄(s). La ecuación usa coeficientes enteros y forma 8 mol de compuesto.
16Na(s) + S₈(s) + 16O₂(g) → 8Na₂SO₄(s)
Se usa la fase V del sulfato anhidro tabulada por NIST. El decahidrato contiene agua en su estructura y requiere otra ecuación y otro dato.
Diez ejemplos de combustión completa. Los balances dan CO₂ gaseoso y agua líquida como estado final a 25 °C. El vapor caliente de una llama no tiene ese mismo contenido energético. Los valores se calculan por la ley de Hess con las entalpías de formación citadas; se redondean a una décima, sin implicar esa precisión experimental.
EJEMPLO 11
Combustión completa · ΔH° ≈ −890,6 kJ por la ecuación escrita
Por mol de CH₄(g), ΔHc° ≈ −890,6 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
El agua líquida es el estado final del cálculo a 25 °C; no se afirma que el agua sea líquida dentro de una llama.
EJEMPLO 12
Combustión completa · ΔH° ≈ −3121,0 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₂H₆(g), ΔHc° ≈ −1560,5 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
2C₂H₆(g) + 7O₂(g) → 4CO₂(g) + 6H₂O(l)
La ecuación consume dos moles de etano. Dividir su ΔH° entre dos permite compararlo con valores por mol de combustible.
EJEMPLO 13
Combustión completa · ΔH° ≈ −2220,1 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₃H₈(g), ΔHc° ≈ −2220,1 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)
Se supone combustión completa y oxígeno suficiente. La formación de CO o de hollín cambia los productos y el calor liberado.
EJEMPLO 14
Combustión completa · ΔH° ≈ −5755,2 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₄H₁₀(g), ΔHc° ≈ −2877,6 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
2C₄H₁₀(g) + 13O₂(g) → 8CO₂(g) + 10H₂O(l)
Se usa n-butano, de cadena lineal. El isobutano comparte fórmula molecular, pero tiene estructura y entalpía de formación diferentes.
OpenStax · Entalpías estándar de formación, apéndice G · NIST · n-Butano gaseoso
EJEMPLO 15
Combustión completa · ΔH° ≈ −3509,0 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₅H₁₂(l), ΔHc° ≈ −3509,0 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
C₅H₁₂(l) + 8O₂(g) → 5CO₂(g) + 6H₂O(l)
El estado inicial elegido es n-pentano líquido, no vapor. Vaporizar el combustible requiere energía y cambia el valor de combustión referido a su estado inicial.
OpenStax · Entalpías estándar de formación, apéndice G · NIST · n-Pentano líquido
EJEMPLO 16
Combustión completa · ΔH° ≈ −1411,1 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₂H₄(g), ΔHc° ≈ −1411,1 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
C₂H₄(g) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 2H₂O(l)
Su entalpía de formación es positiva y su combustión es exotérmica. Formar una sustancia y quemarla son transformaciones distintas.
EJEMPLO 17
Combustión completa · ΔH° ≈ −2600,5 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₂H₂(g), ΔHc° ≈ −1300,3 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
2C₂H₂(g) + 5O₂(g) → 4CO₂(g) + 2H₂O(l)
Tiene menos hidrógeno por carbono que el eteno y el etano. Su elevada temperatura de llama no se deduce solo del valor por mol: también importa el oxidante y el proceso.
EJEMPLO 18
Combustión completa · ΔH° ≈ −6603,0 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₆H₆(g), ΔHc° ≈ −3301,5 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
2C₆H₆(g) + 15O₂(g) → 12CO₂(g) + 6H₂O(l)
Es un balance de referencia con benceno gaseoso. Se distingue del líquido aunque tenga la misma fórmula y los mismos coeficientes.
EJEMPLO 19
Combustión completa · ΔH° ≈ −6535,3 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₆H₆(l), ΔHc° ≈ −3267,7 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
2C₆H₆(l) + 15O₂(g) → 12CO₂(g) + 6H₂O(l)
La combustión del líquido libera unos 33,8 kJ menos por mol que la del gas a estos estados de referencia: esa diferencia corresponde a la vaporización.
EJEMPLO 20
Combustión completa · ΔH° ≈ −3909,9 kJ por la ecuación escrita
Por mol de C₇H₈(l), ΔHc° ≈ −3909,9 kJ/mol. Calculado con la ley de Hess y los datos de formación citados, a 298,15 K.
C₇H₈(l) + 9O₂(g) → 7CO₂(g) + 4H₂O(l)
La fórmula exige siete CO₂ y cuatro H₂O por cada tolueno. Comparar combustibles por mol no es lo mismo que compararlos por gramo.
OpenStax · Entalpías estándar de formación, apéndice G · NIST · Tolueno líquido
La liberación de calor no se limita a formar compuestos desde sus elementos o quemar combustibles. Los tres primeros casos amplían las reacciones; el cuarto permite distinguir un proceso físico.
EJEMPLO 21
Exotérmica sin combustión
En disoluciones diluidas, H⁺ y OH⁻ forman agua. A partir de los datos estándar de formación de la tabla, ΔH° ≈ −55,8 kJ por la ecuación escrita.
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Cálculo: −285,83 − [0 + (−230,0)] = −55,83 kJ. Las concentraciones y el calor de mezcla influyen en una medición real; no es un valor universal para cualquier ácido y cualquier base.
EJEMPLO 22
Formación de hidróxido de calcio
El óxido de calcio reacciona con agua para formar hidróxido de calcio. Para las fases indicadas, ΔH° ≈ −64,5 kJ por mol de CaO.
CaO(s) + H₂O(l) → Ca(OH)₂(s)
Cálculo: −985,2 − [(−634,9) + (−285,83)] = −64,47 kJ. Aquí el agua es reactivo; no es un simple cambio de estado.
EJEMPLO 23
Una descomposición también puede liberar calor
Para el peróxido líquido puro y agua líquida, el balance da ΔH° ≈ −196,1 kJ para dos moles de H₂O₂.
2H₂O₂(l) → 2H₂O(l) + O₂(g)
Cálculo: 2(−285,83) − 2(−187,78) = −196,10 kJ. No se transfiere sin ajustes este valor a cualquier disolución comercial. Un catalizador cambia la rapidez, no la entalpía entre los mismos estados inicial y final.
OpenStax · Entalpías estándar de formación, apéndice G · OpenStax · Entalpía y ley de Hess
EJEMPLO 24
Proceso exotérmico que no es reacción química
Pasar de vapor a líquido libera energía. Con los estados de referencia a 298,15 K, la diferencia de entalpía es aproximadamente −44,0 kJ/mol.
H₂O(g) → H₂O(l)
Cálculo: −285,83 − (−241,82) = −44,01 kJ/mol. Sigue siendo agua: es un cambio físico. Este valor de referencia a 25 °C no es el calor de condensación a 100 °C.
| Pregunta | Qué mirar | Ejemplo |
|---|---|---|
| ¿Libera calor? | El calor sale del sistema; a presión constante y solo trabajo de expansión, ΔH es negativo. | Combustión del metano. |
| ¿Es espontánea? | A temperatura y presión constantes, el criterio es ΔG, que depende también de entropía y composición. | ΔG = ΔH − TΔS; ΔH negativo no basta en todos los casos. |
| ¿Es rápida? | Influyen barreras de activación, temperatura, concentración y catalizadores. | Una combustión puede necesitar encendido. |
| ¿Es una reacción? | Deben cambiar las especies químicas. | Condensar agua libera calor sin producir otra sustancia. |
| ¿Siempre se calienta la mezcla? | La temperatura depende además de pérdidas, cantidades y capacidades caloríficas. | Un sistema refrigerado puede ceder calor sin aumentar su temperatura. |
La dilución del ácido sulfúrico concentrado también libera mucho calor, asociado a mezcla, hidratación e ionización. No es la formación de H₂SO₄ desde H₂, S₈ y O₂ del ejemplo 1. Su calor depende de las concentraciones y de las cantidades; no se le asigna el valor de formación del ácido puro. El fuerte calentamiento puede causar salpicaduras: es una explicación del fenómeno, no una práctica para realizar.
OpenStax · Energía libre y espontaneidad · OpenStax · Calorimetría
La ley de Hess permite calcular el cambio de entalpía como la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos, multiplicadas por sus coeficientes:
ΔH° = Σν·ΔHf°(productos) − Σν·ΔHf°(reactivos)
Metano: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
ΔH° = [−393,51 + 2(−285,83)] − [−74,6 + 2(0)]
ΔH° = −890,57 kJ ≈ −890,6 kJ por la ecuación escrita, que consume un mol de CH₄.
O₂ tiene entalpía estándar de formación cero porque es el estado de referencia del elemento. No significa que no tenga energía. Si se multiplica la ecuación por dos, también se duplica ΔH; al invertirla, cambia el signo.
Para una cantidad concreta que reacciona por completo: q ≈ n × ΔH molar, manteniendo las condiciones. Para 0,25 mol de CH₄: q ≈ −222,64 kJ. Si falta oxígeno o hay combustión incompleta, ese cálculo ya no describe la transformación real.
Las fases cambian el valor. Con H₂O(g) como producto final de referencia, la combustión de un mol de metano da −802,55 kJ; con H₂O(l), −890,57 kJ. La diferencia es 88,02 kJ, correspondiente a condensar dos moles de agua en esos estados de referencia.
También cambia el estado del combustible: un mol de benceno gaseoso libera aproximadamente 3301,5 kJ y uno líquido, 3267,7 kJ. La diferencia, unos 33,8 kJ/mol, se relaciona con vaporizar el benceno. No se comparan números sin leer las fases.
Calorimetría: en un modelo sencillo, q de la disolución = m·c·ΔT. Si la disolución y el recipiente absorben todo el calor cedido, q de la reacción = −(q de la disolución + q del recipiente). Las pérdidas al exterior deben considerarse en una medición real.
Un calorímetro a presión constante puede permitir obtener ΔH. En una bomba calorimétrica rígida se mide calor a volumen constante, relacionado con ΔU; no se iguala automáticamente a ΔH. Tampoco se expresa cualquier calor como «calorías por mol de reactivo» sin identificar de qué reactivo y de qué cantidad habla el balance.
Usamos kJ y kJ/mol. Para convertir calorías termoquímicas: 1 cal = 4,184 J y 1 kcal = 4,184 kJ. Los 25 °C son la temperatura de referencia indicada aquí, no una definición universal de «condiciones normales».
1. ¿Qué signo tiene el calor del sistema cuando libera 25 kJ?
q del sistema = −25 kJ. Si esos 25 kJ pasan íntegramente al entorno, q del entorno = +25 kJ.
2. La formación de dos moles de NH₃ tiene ΔH° ≈ −91,8 kJ. ¿Cuánto corresponde a 0,50 mol?
−22,95 kJ ≈ −23,0 kJ para el sistema: (0,50/2) × (−91,8). Se liberan aproximadamente 23,0 kJ.
3. ¿Cuánto calor corresponde a 0,25 mol de metano con agua líquida como producto final?
q ≈ 0,25 × (−890,57) = −222,64 kJ, aproximadamente −223 kJ. Se supone conversión completa y los mismos estados de referencia.
4. ¿Qué cambia si la combustión de un mol de metano deja el agua como vapor a 25 °C?
Con H₂O(g): −393,51 + 2(−241,82) − (−74,6) = −802,55 kJ. Libera 88,02 kJ menos que con agua líquida: dos moles de agua por 44,01 kJ/mol.
5. ¿Una reacción exotérmica empieza siempre al poner en contacto sus reactivos?
No. Puede existir una barrera de activación que la haga muy lenta. Además, el signo de ΔH por sí solo no determina la espontaneidad.
6. En un modelo de calorímetro, 100 g de disolución suben 5,0 °C. Con c = 4,18 J/(g·°C), ¿qué calor absorben?
q = m·c·ΔT = 100 × 4,18 × 5,0 = +2090 J = +2,09 kJ. Si no hay pérdidas ni calor absorbido por el recipiente, q de la reacción ≈ −2,09 kJ.
7. ¿Cuántos kJ son 1000 calorías termoquímicas?
1000 cal × 4,184 J/cal = 4184 J = 4,184 kJ. Una kilocaloría equivale a 1000 calorías.
8. ¿La condensación del agua pertenece a las reacciones exotérmicas?
Libera calor, pero es un proceso físico exotérmico: la sustancia sigue siendo H₂O. Exotérmico describe un balance de energía, no prueba un cambio químico.
Fuentes consultadas el 8 de octubre de 2026. Cálculos, explicaciones y ejercicios: Editorial Ejemplode. Se usan datos de formación de OpenStax y, para Na₂SO₄, n-butano, n-pentano y tolueno, los datos especificados de NIST. Las pequeñas diferencias entre tablas y redondeos no deben interpretarse como una precisión mayor.