Por qué no es posible el cálculo directo:
* Reacción compleja: La combustión de fenol (C6H5OH) es una reacción química compleja con múltiples pasos que implican la formación de varios productos intermedios. Aplicar directamente una fórmula simple no es precisa.
* Condiciones estándar: El calor molar de la combustión se informa típicamente en condiciones estándar (298 k o 25 ° C y 1 atmm). Sin embargo, el calor estándar de combustión no es directamente aplicable a todas las temperaturas.
Cómo determinar el calor molar de la combustión:
1. Medición experimental: La forma más precisa de determinar el calor molar de combustión de fenol es a través de la medición experimental utilizando un calorímetro. Esto implica quemar cuidadosamente una masa conocida de fenol en condiciones controladas y medir el calor liberado.
2. Uso de entalpías de formación estándar: Puede estimar el calor molar de la combustión utilizando la ley de Hess y las entalpías de formación estándar (ΔHF °) para los reactivos y productos:
* Ecuación:
C6H5OH (L) + 7 O2 (G) → 6 CO2 (G) + 3 H2O (L)
* Ley de Hess:
ΔHCombustion =σ ΔHF ° (productos) - σ ΔHF ° (reactivos)
* Busque entalpías estándar de formación: Deberá encontrar las entalpías estándar de formación para fenol, oxígeno, dióxido de carbono y agua. Estos valores se encuentran típicamente en las tablas termodinámicas.
* Calcular: Sustituya los valores en la ecuación legal de Hess para obtener el calor molar estimado de combustión.
Consideraciones importantes:
* Estado de la materia: Asegúrese de que las entalpías de formación que utilice corresponda a los estados correctos de la materia (fenol líquido, oxígeno gaseoso, etc.) a la temperatura dada.
* Dependencia de la temperatura: El calor molar de la combustión variará ligeramente con la temperatura. Si bien el valor estándar es una buena aproximación a 25 ° C, puede no ser perfectamente preciso para otras temperaturas.
Ejemplo (valor estimado):
Digamos que encuentras las siguientes entalpías estándar de formación (en KJ/mol):
* ΔHF ° (C6H5OH (L)) =-165.0
* ΔHF ° (O2 (g)) =0.0
* ΔHF ° (CO2 (g)) =-393.5
* ΔHF ° (H2O (L)) =-285.8
Usando la ley de Hess:
ΔHCombustion =[6 (-393.5) + 3 (-285.8)]-[-165.0 + 7 (0.0)]
=-3053.8 kJ/mol
recuerda: Este es un valor estimado. Las mediciones experimentales son típicamente más precisas.
