Reacciones endotérmicas
Una reacción endotérmica absorbe energía del entorno, tiene ΔH positivo y enfría su alrededor.
Una reacción endotérmica es un proceso químico que absorbe energía del entorno, normalmente en forma de calor, para poder producirse. Como los productos acaban con más energía que los reactivos, la variación de entalpía es positiva (ΔH > 0) y el entorno se enfría. La fotosíntesis, la descomposición de la caliza o las bolsas de frío instantáneo son ejemplos clásicos.
¿Qué es una reacción endotérmica?
El término procede del griego endon («dentro») y thermos («calor»): calor que entra. En toda reacción se rompen enlaces en los reactivos, lo que requiere energía, y se forman enlaces en los productos, lo que la libera. Si la energía que se necesita para romper los enlaces es mayor que la que se desprende al formar los nuevos, el balance es negativo para el entorno y la reacción es endotérmica.
A presión constante, el calor intercambiado es la variación de entalpía:
Se escribe a veces dentro de la propia ecuación, con la energía como si fuese un reactivo: reactivos + energía → productos.
Características
- ΔH positivo: el sistema gana energía; los productos son menos estables, energéticamente, que los reactivos.
- Enfriamiento del entorno: el recipiente se nota frío al tacto, porque extrae calor del agua y del aire de alrededor.
- Necesitan aporte continuo de energía: calor, luz o electricidad; si se corta el suministro, la reacción se detiene.
- Diagrama de energía: la curva termina más arriba de donde empezó.
Endotérmica frente a exotérmica
| Aspecto | Endotérmica | Exotérmica |
|---|---|---|
| Intercambio de calor | Absorbe del entorno | Libera al entorno |
| Signo de ΔH | Positivo (ΔH > 0) | Negativo (ΔH < 0) |
| Efecto en el entorno | Se enfría | Se calienta |
| Energía de los productos | Mayor que la de los reactivos | Menor que la de los reactivos |
| Ejemplo | Fotosíntesis | Combustión |
Ejemplos de reacciones y procesos endotérmicos
| Proceso | Ecuación | ΔH aproximado |
|---|---|---|
| Fotosíntesis | 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ | +2.800 kJ por mol de glucosa |
| Descomposición de la caliza | CaCO₃ → CaO + CO₂ | +178 kJ/mol |
| Electrólisis del agua | 2 H₂O → 2 H₂ + O₂ | +572 kJ por 2 mol de agua |
| Formación de NO en motores | N₂ + O₂ → 2 NO | +181 kJ |
| Disolución del nitrato de amonio | NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq) | +25,7 kJ/mol |
| Vaporización del agua | H₂O(l) → H₂O(g) | +40,7 kJ/mol (a 100 °C) |
| Fusión del hielo | H₂O(s) → H₂O(l) | +6,0 kJ/mol |
Las dos últimas filas son cambios físicos de estado, no reacciones, pero también son endotérmicos y se rigen por el mismo balance energético. Cocinar un huevo, hornear un pastel o el «craqueo» del petróleo para obtener gasolina también necesitan aporte de calor.
Una experiencia clásica
Al mezclar en un vaso hidróxido de bario octahidratado, Ba(OH)₂·8H₂O, con una sal de amonio como el tiocianato o el cloruro de amonio, la mezcla se vuelve líquida y se enfría tanto que puede congelar una película de agua entre el vaso y una superficie húmeda, ya que la temperatura baja muy por debajo de 0 °C. Con él se demuestra que una reacción puede ser espontánea aunque absorba calor.
¿Por qué ocurren si absorben energía?
Una reacción es espontánea cuando disminuye su energía libre de Gibbs: ΔG = ΔH − T·ΔS < 0. Aunque ΔH sea positivo (desfavorable), un aumento grande de desorden (ΔS > 0), por ejemplo cuando se forman gases o se disuelve un sólido, puede compensarlo, sobre todo a temperatura alta, por el término T·ΔS. Por eso la caliza solo se descompone a más de unos 800 °C.
Aplicaciones
- Bolsas de frío instantáneo: contienen nitrato de amonio y un compartimento de agua; al romper la membrana, se disuelve y absorbe calor.
- Cemento y cal: la calcinación de la caliza a unos 900 °C es la base de su fabricación.
- Producción de hidrógeno: mediante electrólisis y reformado de gas natural con vapor.
- Refrigeración por evaporación: el sudor enfría la piel porque evaporar agua absorbe calor.
También son procesos energéticos clave en el ciclo del carbono.
Ejercicios resueltos
1. Se disuelven 8,0 g de NH₄NO₃ (M = 80,0 g/mol; ΔH = +25,7 kJ/mol) en 100 g de agua. ¿Cuánto calor absorbe el proceso y cuánto desciende la temperatura (c = 4,18 J/g·K)?
n = 8,0/80,0 = 0,10 mol → Q = 0,10 × 25,7 = 2,57 kJ = 2.570 J. ΔT = Q/(m·c) = 2.570/(100 × 4,18) = ≈ 6,1 °C de descenso (despreciando la masa de la sal).
2. ¿Cuánta energía se necesita para descomponer 1 kg de CaCO₃ (M = 100,1 g/mol) si ΔH = +178 kJ/mol?
n = 1.000/100,1 = 9,99 mol → E = 9,99 × 178 = ≈ 1.780 kJ (1,78 MJ).
3. Una reacción tiene ΔH = +50 kJ/mol y ΔS = +200 J/mol·K. ¿A partir de qué temperatura es espontánea?
ΔG = 0 → T = ΔH/ΔS = 50.000/200 = 250 K. Por encima de 250 K (−23 °C) ΔG es negativo y la reacción es espontánea.
Preguntas frecuentes
¿Qué significa que una reacción sea endotérmica?
Que absorbe energía del entorno, normalmente como calor. Su variación de entalpía es positiva y el entorno se enfría.
¿Es endotérmica la fotosíntesis?
Sí. Las plantas absorben energía de la luz solar para convertir CO₂ y agua en glucosa y oxígeno; la energía queda almacenada en los enlaces de la glucosa.
¿Cómo se sabe si una reacción es endotérmica?
Se mide la temperatura: si baja al reaccionar, absorbe calor. También se puede calcular ΔH a partir de las entalpías de formación y comprobar que es positiva.
¿Una reacción endotérmica puede ser espontánea?
Sí, si el aumento de entropía es suficientemente grande para que ΔG = ΔH − TΔS sea negativo, como ocurre al disolver nitrato de amonio en agua.
¿La evaporación es una reacción endotérmica?
Es un cambio de estado, no una reacción química, pero es un proceso endotérmico: para pasar de líquido a gas hay que aportar calor.
Referencias
- Atkins, P. y de Paula, J. Química Física. Editorial Médica Panamericana.
- Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. et al. Química: la ciencia central. Pearson.
- Chang, R. y Goldsby, K. Química. McGraw-Hill.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Reacciones endotérmicas». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/reacciones-endotermicas/
