Perché il calcolo diretto non è possibile:
* Reazione complessa: La combustione del fenolo (C6H5OH) è una reazione chimica complessa con molteplici passaggi che coinvolgono la formazione di vari prodotti intermedi. Applicare direttamente una formula semplice non è accurata.
* Condizioni standard: Il calore molare di combustione è in genere riportato in condizioni standard (pressione 298 K o 25 ° C e 1 atm). Tuttavia, il calore standard di combustione non è direttamente applicabile a tutte le temperature.
Come determinare il calore molare della combustione:
1. Misurazione sperimentale: Il modo più accurato per determinare il calore molare della combustione del fenolo è attraverso la misurazione sperimentale usando un calorimetro. Ciò comporta la bruciatura attentamente una massa nota di fenolo in condizioni controllate e la misurazione del calore rilasciato.
2. Utilizzo di entalpie standard di formazione: È possibile stimare il calore molare della combustione usando la legge di Hess e le entalpie standard di formazione (ΔHF °) per i reagenti e i prodotti:
* Equazione:
C6H5OH (L) + 7 O2 (G) → 6 CO2 (G) + 3 H2O (L)
* Legge di Hess:
ΔHCombustion =σ ΔHf ° (prodotti) - σ ΔHF ° (reagenti)
* Cerca entalpie standard di formazione: Dovrai trovare le entalpie standard di formazione per fenolo, ossigeno, anidride carbonica e acqua. Questi valori si trovano in genere nelle tabelle termodinamiche.
* Calcola: Sostituisci i valori nell'equazione della legge di Hess per ottenere il calore molare stimato di combustione.
Considerazioni importanti:
* State of Matter: Assicurarsi che le entalpie della formazione che usi corrispondano agli stati della materia corretti (fenolo liquido, ossigeno gassoso, ecc.) A temperatura data.
* Dipendenza dalla temperatura: Il calore molare della combustione varierà leggermente con la temperatura. Mentre il valore standard è una buona approssimazione a 25 ° C, potrebbe non essere perfettamente accurato per altre temperature.
Esempio (valore stimato):
Diciamo che trovi le seguenti entalpie standard di formazione (in KJ/mol):
* ΔHf ° (C6H5OH (L)) =-165.0
* ΔHf ° (O2 (g)) =0,0
* ΔHF ° (CO2 (G)) =-393.5
* ΔHF ° (H2O (L)) =-285.8
Usando la legge di Hess:
ΔHCombustion =[6 (-393.5) + 3 (-285.8)]-[-165,0 + 7 (0,0)]
=-3053,8 kj/mol
Ricorda: Questo è un valore stimato. Le misurazioni sperimentali sono in genere più accurate.
