La cantidad de energía química que una sustancia puede liberar está codificada en los enlaces que mantienen unidos a sus átomos. Durante una reacción química, estos enlaces se rompen y se vuelven a formar, y el cambio neto de energía depende de las fuerzas relativas de los enlaces involucrados.
Los átomos están unidos por diferentes tipos de enlaces (covalentes, iónicos, metálicos e hidrógeno), cada uno de los cuales lleva una cantidad característica de energía. Los enlaces covalentes, formados al compartir electrones, suelen ser los más fuertes y, por tanto, almacenan la mayor cantidad de energía (p. ej., los enlaces O-H en el agua). Los enlaces iónicos, como el Na⁺-Cl⁻ en la sal de mesa, son más débiles, mientras que los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua se encuentran entre los más débiles.
En la práctica, un químico registra las cantidades de reactivos, la temperatura y la presión antes y después de una reacción. Sólo importa el cambio neto en la energía del enlace:si los enlaces de los productos contienen menos energía que los de los reactivos, se libera calor (un proceso exotérmico). Por el contrario, si los productos poseen más energía, la reacción absorbe calor del entorno (endotérmica).
Las reacciones exotérmicas liberan calor, por ejemplo, la combustión de madera, donde el carbono y el hidrógeno reaccionan con el oxígeno para formar CO₂ y H₂O. Las reacciones endotérmicas consumen calor, como disolver NaCl en agua, lo que reduce ligeramente la temperatura de la solución.
Que una reacción ocurra por sí sola depende de la energía libre del sistema. Las reacciones espontáneas, como el sodio metálico que reacciona violentamente con el agua, se desarrollan sin intervención externa. Las reacciones no espontáneas, como encender gasolina, requieren un aporte de energía (por ejemplo, una chispa) para cruzar una barrera de activación.
Comprender estos principios permite a los químicos predecir y controlar el flujo de energía en los procesos químicos.
