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UNIDAD Nº6- REACCIONES QUIMICAS

Reacción química. Concepto. Clasificación. Ley de conservación de la masa y de los elementos de Lavoisier. Estequiometria. Calculo de cantidades de reactivos y productos. Rendimiento de una reacción. Cinética química. Velocidad de reacción. Factores que influyen en la velocidad de reacción. Catalizadores. Equilibrio químico. Concepto. Expresión de la constante de equilibrio químico de una reacción. Factores que influyen en el equilibrio químico.

………………………………………………………………………………………… REACCION QUIMICA – CONCEPTO Y CLASIFICACION Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iníciales. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas

ECUACIONES QUIMICAS

Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir

una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la

derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la

reacción. A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.

Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que

intervienen en la reacción.

Nota: estos coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que

reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.

Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente:

(s) = sólido.

(metal) = elemento metálico.

(l) = líquido.

(g) = gas.

(aq) = disolución acuosa (en agua).

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EJEMPLO: reacción de combustión del metano CH4. Los reactivos son: el metano y el oxigeno ambos en estado gaseoso. Los productos de la reacción son dióxido de carbono y agua, también en estado gaseoso.

CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

Esta ecuación química se lee de la siguiente manera: «Una molécula de metano (CH4) reacciona químicamente con dos moléculas de Oxígeno

diatómico (2O2) para formar una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de

agua (2H2O)»

Clasificación de Reacciones de la química inorgánica

Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las

reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin

cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin

embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta

de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de

sustitución simple, de sustitución doble:

Nombre Descripción Representación Ejemplo

Reacción de síntesis

Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

La siguiente es la forma general que presentan este tipo de reacciones:

A+B → AB

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio:

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

Reacción de descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.

AB → A+B

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua:

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Reacción de desplazamiento o simple sustitución

Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

A + BC → AC + B

Donde A, B y C representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4):

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

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Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución

Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.

AB + CD → AD + BC

Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química.

Veamos un ejemplo de este tipo de reacción:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

LEY DE CONSERVACION DE LA MASA Y DE LOS ELEMENTOS La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785.

La Ley de Lavoisier o de conservación de la masa establece que: en una reacción química la masa inicial es igual a la masa final independientemente de los cambios que se produzcan, es decir que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. De esta ley se deriva que en una reacción química debe conservarse el número y la clase de átomos, de modo que estos solo se reordenan para formar nuevas sustancias.

Esta afirmación, es válida en sistemas cerrados, que no intercambian materia con el medio ambiente. Pero en este tipo de sistema, si hay intercambio de materia, por lo cual es de esperar que la materia pueda transformarse en alguna forma de energía, como en las reacciones de combustión.

La ley de conservación de la masa y de los elementos fundamenta la necesidad de que toda reacción química este balanceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento que interviene en la reacción, sea igual, tanto en los reactivos como en los productos.

ESTEQUIOMETRIA

En química, la Estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría

atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la Estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la Estequiometría de la siguiente manera:

«La Estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas

Cálculos estequiometricos

Los cálculos estequiometricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiometricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol.

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Los pasos esenciales para realizar cálculos estequiometricos son:

1. Ajustar la ecuación química

2. Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto

3. Convertir las masas a moles

4. Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios

5. Reconvertir las moles a masas si se requiere

Cálculos de moles: La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción

De manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.

Por ejemplo en esa reacción podría plantearse los siguientes cálculos: a) ¿cuantos moles de oxigeno, reaccionan con 3 moles de etano?, b) ¿Cuántos moles de agua se producen como producto cuando reaccionan 6 moles de etano?.

Ejemplo.

Tengamos 10 kg de aluminio que se oxidan en presencia de oxígeno. Calcula la cantidad de óxido de aluminio (Al2O3) que se forma. Datos: MAl = 27 u , MO = 16 u

1. Se escribe la reacción química:

Al + O2 à Al2O3

2. Se ajusta la reacción química:

4 Al + 3 O2 à 2 Al2O3

3. Se calculan las masas molares de datos e incógnitas:

4. Se escribe la reacción química con todo lo conocido del problema:

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5. Continuamos el problema:

Reactivo limitante y rendimiento de una reacción

El reactivo limitante (R.L.),Se consume totalmente en la reacción: limita la cantidad de producto formado, y provoca una concentración limitante a la anterior.

Cuando una ecuación está balanceada, la Estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada.

Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.

El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.

Rendimiento químico o rendimiento de una reacción

En química, el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. El rendimiento absoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles (rendimiento molar). El rendimiento fraccional o rendimiento relativo o rendimiento porcentual, que sirve para medir la efectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la cantidad de producto obtenido en moles por el rendimiento teórico en moles.

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Uno o más reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El rendimiento teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en cuenta la Estequiometría de la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción

involucrada.

Rendimiento de una reacción = rendimiento real o absoluto/ rendimiento teórico

CINETICA QUIMICA

Para que una reacción química tenga lugar no sólo es necesario que esté favorecida termodinámicamente, sino que además, es necesario que se dé a una velocidad suficiente. La combustión del fósforo de una cerilla es un fenómeno rápido, pero el fósforo permanece en contacto con el oxígeno del aire sin alterarse, a menos que el calor del roce inicie el proceso.

En algunos casos interesa acelerar las reacciones químicas, como en los procesos industriales de fabricación de productos. En otras ocasiones interesa retardar los procesos, como en la conservación de alimentos. La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas, los factores que la determinan, las leyes que las rigen y teorías que las explican. En este tema estudiaremos la velocidad en la que ocurren las reacciones, los factores que modifican dicha velocidad y las teorías que permiten explicar dichos factores. Veremos los distintos tipos de catalizadores y su mecanismo de actuación, así como algunas de sus aplicaciones.

VELOCIDAD DE UNA REACCION QUIMICA

Como vimos al estudiar las reacciones químicas, estás consisten en forma general en la transformación de uno o más reactivos en nuevas sustancias llamadas productos de la reacción.

Tanto los reactivos como los productos, son sustancias químicas, que participan en la reacción con una determinada cantidad. Dicha cantidad puede medirse, en moles, gramos, litros, etc. Si los reactivos están en una solución, generalmente lo que se mide es su concentración inicial en moles por litro o Molaridad.

Antes de iniciarse la reacción química, los reactivos tienen una determinada concentración y los productos aun no existen así, que se considera su concentración igual a cero. A medida que transcurre la reacción, los reactivos se van transformando en productos, como consecuencia los reactivos disminuyen su concentración y los productos la aumentan. Teniendo en cuenta esto, podemos definir a la velocidad de reacción como:

La relación o cociente entre la variación de la concentración de los reactivos o productos, y el tiempo en el cual se produce dicha variación de concentración

Velocidad de reacción V = Variación de la concentración de reactivos o productos / tiempo transcurrido.

Ecuación de velocidad

La velocidad de reacción se obtiene experimentalmente. A partir de las velocidades iníciales de reacción para los reactivos y variando sus concentraciones iníciales, se puede determinar la expresión matemática que relaciona la velocidad con las concentraciones. A esta expresión se le conoce como ley diferencial de velocidad o ecuación de velocidad.

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Los exponentes α y β se denominan órdenes parciales de reacción. La suma α + β se llama orden total de reacción. Aunque en algunas reacciones simples α y β podrían coincidir con los coeficientes estequiometricos, en general no es así, y deben determinarse experimentalmente.

La constante k se denomina constante de velocidad. Su valor es característico de cada reacción y depende de la temperatura de reacción. Las unidades de la constante deben deducirse de la expresión experimental obtenida para la velocidad de reacción.

Mecanismo de reacción

Se llama mecanismo de reacción al proceso a través del cual transcurre una reacción. Una reacción es simple cuando el transcurso de la misma puede representarse mediante una sola ecuación estequiometricas, es decir, se realiza en una sola etapa.

A + B → AB Una reacción es compleja cuando el transcurso de la misma se representa por varias ecuaciones estequiometricas, las cuales representan varias etapas. Así, por ejemplo, para la reacción global

A + 2B → AB2

Si transcurre en dos etapas, que podrían estar representadas por:

A + B → AB 1ª etapa AB + B → AB2 2ª etapa

TEORIAS QUE EXPLICAN EL MECANISMO DE LAS REACCIONES QUIMICAS.

Teoría de colisiones

En una reacción química se rompen enlaces de las moléculas de reactivos y se forman nuevos enlaces, dando lugar a las moléculas de los productos. Este proceso implica que las moléculas reaccionantes entren en contacto, es decir, choquen. Esta idea constituye la base de las distintas teorías de las reacciones químicas.

La teoría de colisiones fue enunciada por Lewis en 1918. Según esta teoría para que las moléculas de dos reactivos reaccionen se debe producir un choque entre ellas. Ahora bien, dos moléculas pueden chocar entre si y no dar lugar a reacción alguna. Para que esto ocurra , el choque se eficaz, debe cumplirse además:

1. Que las moléculas posean suficiente energía cinética, para que al chocar puedan romperse algunos enlaces. Las moléculas que cumplen esta condición se dice que están activadas y la energía mínima requerida se denomina energía de activación.

2. Que el choque se verifique en una orientación adecuada, para que sea eficaz

Teoría del complejo activado

Una modificación de la teoría de colisiones fue enunciada por H. Eyring en 1835, que completa la anterior teoría. Esta modificación se conoce como teoría del estado de transición o del complejo activado.

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Según esta teoría la reacción transcurre a través de un intermedio, complejo activado, formado por moléculas que han chocado y en el que algunos enlaces se han relajado y se han empezado a formar otros. En este estado la energía del complejo es elevada, por lo que es inestable, y rápidamente se descompone formando los productos de reacción.

La formación del complejo activado supone que hay que remontar una barrera energética para que la reacción transcurra. La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama energía de activación. Si la energía de activación es baja habrá muchas moléculas que superen esta barrera y la reacción será rápida.

Por otra parte, aunque la reacción sea exotérmica, si la energía de activación es alta, habría muy pocas moléculas que las superen y es necesario dar a los reactivos una cantidad de energía mínima para que la reacción se inicie. Una vez iniciada el calor de reacción es suficiente para mantener la reacción.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCION

Efecto de la temperatura

La velocidad de todas las reacciones químicas aumenta al elevar la temperatura. Este efecto puede explicarse a partir de la teoría de colisiones, dado que al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética media de las moléculas y con ello el número de choques. El aumento de la energía cinética de las moléculas conlleva además un mayor número de moléculas que, en el choque, superan la barrera energética que supone la energía de activación, con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción.

Efecto de la concentración y la presión

De acuerdo con la teoría de colisiones, para que se produzca una reacción química tienen que chocar entre sí las moléculas reaccionantes. El número de choques será proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos...

En reacciones entre gases, la velocidad de reacción depende de la presión a que se ven sometidos los reactivos y puede deducirse experimentalmente que al aumentar la presión parcial de los gases aumenta la velocidad de reacción. La presión es proporcional al número de moléculas, por lo que si aumentamos la presión aumentaremos los choques entre las moléculas y con ello la velocidad de reacción.

En aquellas reacciones donde se aplica un exceso de reactivo, aunque no se consiga aumentar la cantidad total de producto, se consigue un aumento de velocidad al haber una mayor concentración de reactivo, o una mayor presión.

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Efecto de la superficie de contacto

En las reacciones heterogéneas, donde los reactivos están en diferentes fases, la reacción se produce en la superficie de contacto. En estos casos la velocidad de reacción dependerá del área de dicha superficie.

En el caso de un reactivo sólido, la velocidad aumentará cuanto mayor sea el grado de división. Así las reacciones pueden ser muy rápidas si los reactivos sólidos están finamente divididos.

Las condiciones más propicias para que una reacción sea rápida es que se verifique entre gases o en disolución, ya que entonces la división alcanza su grado máximo.

Efecto de la naturaleza de las sustancias

Si se compara la velocidad de varias reacciones de diferente naturaleza se observa como ésta influye en la velocidad de reacción. Así las reacciones de transferencia de electrones (Redox) suelen ser rápidas ya que solo implica un intercambio de electrones, sin la ruptura de enlaces.

Ejemplo: Fe2+

+ Cu2+

→ Fe3+

+ Cu+

Las reacciones que requieren ruptura y formación de enlaces son, en general más lentas.

Ejemplo: 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

Por otra parte, puesto que para que tenga lugar la reacción química es condición necesaria que se produzca el choque de las moléculas, todos los factores que favorecen la movilidad de las moléculas aumentan la velocidad de reacción. Así, las reacciones con reactivos sólidos transcurren lentamente pero si están disueltas o en estado gaseoso la reacción es más rápida.

CATALIZADORES Catálisis homogénea

Un catalizador es una sustancia que, incluso en cantidades muy pequeñas, modifica mucho la velocidad de una reacción, sin sufrir ella misma ninguna alteración química permanente. Este fenómeno se denomina catálisis.

Aunque el catalizador no se consume en la reacción tiene un papel activo en la misma, ya que cambia el mecanismo de la reacción, proporcionando un mecanismo de reacción cuya energía de activación es menor.

Cuando un catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos, se habla de catálisis homogénea.

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Es necesario indicar que un catalizador disminuye la energía de activación también de la reacción inversa, pero no alteran en absoluto los valores de la entalpia y energía libre de la reacción. Por tanto no altera el equilibrio químico, tan sólo disminuye el tiempo en alcanzar ese equilibrio.

Cuando un catalizador aumenta la velocidad de reacción se le llama catalizador positivo. Por el contrario. Se denomina catalizador negativo o inhibidor a aquella sustancia que disminuye la velocidad de reacción. En este caso el mecanismo de reacción se ve alterado mediante el secuestro de algún intermedio de reacción, lo que provoca la disminución de velocidad.

Catálisis heterogénea

En muchos procesos, sobre todo industriales, el catalizador se encuentra en una fase distinta a la de los reactivos. Se habla entonces de catálisis heterogénea.

En las reacciones catalizadas por catalizadores en estado sólido el mecanismo de reacción transcurre por un proceso donde la primera etapa consiste en la adsorción de las moléculas reactivas en unos puntos denominados puntos activos. Una vez las moléculas han quedado adsorbidas se produce una relajación de los enlaces y el choque con orientación adecuada de moléculas de los otros reactivos. Posteriormente se produce la desorción de los productos de reacción quedando el punto activo del catalizador libre para catalizar nuevamente el proceso.

EQUILIBRIO QUIMICO

Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico.

El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante

de equilibrio.

En una reacción hipotética:

aA + bB<——–> cC + dD

La constante de equilibrio esta dado por:

K = ( [D]d . [C]c ) / ( [Aa] . [B]b )

La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiometricos sobre el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiometricos. Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la Temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular.

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Según el valor que tenga la K de equilibrio tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña.

En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de concentración molar.

Kp = Kc.(R.T)∆ng

R = Constante universal de los gases.

T = Temperatura absoluta.

∆ng = Variación del numero de moles gaseosos.

Factores que modifican el equilibrio químico .Principio de Le Chatelier

Cuando hablamos de equilibrio aplicado a sistemas químicos o físicos, siempre se hace hincapié en la teoría de Le Chatelier. Este principio sostiene que un sistema siempre reaccionara en contra del cambio inducido. Por ejemplo, si una reacción gaseosa aumenta el volumen al formar productos, al aplicarle una presión tendera a formar reactivos, es decir, invertirá su sentido con la finalidad de disminuir esa presión. Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas, las que generan calor o absorben respectivamente. Si a una reacción exotérmica le damos calor, el sistema para disminuir la temperatura, ira hacia la formación de reactivos. De esta manera generara menos calor para atenuar el cambio. Y si es endotérmica formara más productos, y así, absorberá más calor evitando el ascenso térmico.