Una de las características de una transformación química es la variación de energía. La energía total de los productos no es idéntica a  la de los reactantes. Esto se debe a que necesitamos energía para romper los enlaces de los reactivos y se obtiene otra cantidad al formarse los enlaces de los productos.
Realmente no podemos conocer cuánta energía total tiene una sustancia pero sí somos capaces de saber cuál ha sido la variación en una reacción. El estudio se suele realizar a presión constante y, en este caso, la variación de energía se denomina variación de entalpía que denotamos con ΔH.
Esto se entiende mucho mejor viendo los "diagramas de energía". Son gráficas de la energía frente al avance de la reacción. Antes de verlas debemos conocer un par de conceptos más.
Siempre es necesaria una cierta cantidad de energía para que se produzca la reacción (recuerda que se deben romper enlaces). A esa cantidad de energía la llamamos "energía de activación".
En el  momento en el que se están rompiendo enlaces de los reactivos también se están formando los de los producto. Esta situación se denomina "complejo activado".

A continuación podrás ver todas estas definiciones reflejadas en los diagramas de energía. Como vimos, nos encontramos con dos posibilidades: que se desprenda energía o que se absorba.

Reacciones exotérmicas
Son las que desprenden energía ya que el nivel energético total de los productos es menor que el de los reactivos.

Reacciones endotérmicas
La energía de los reactantes es menor que la de los productos por lo que se absorbe esa diferencia de energía.