Hvordan finder du ud af den molære forbrændingsfenol ved 25 grader celsius?

Hvorfor direkte beregning er ikke mulig:

* kompleks reaktion: Forbrændingen af ​​phenol (C6H5OH) er en kompleks kemisk reaktion med flere trin, der involverer dannelsen af ​​forskellige mellemprodukter. Direkte anvendelse af en simpel formel er ikke nøjagtig.

* Standardbetingelser: Molær forbrændingsvarme rapporteres typisk under standardbetingelser (298 K eller 25 ° C og 1 ATM -tryk). Standardforbrændingsvarmen er imidlertid ikke direkte anvendelig for alle temperaturer.

hvordan man bestemmer den molære forbrændingsvarme:

1. Eksperimentel måling: Den mest nøjagtige måde at bestemme den molære forbrændingsvarme af phenol er gennem eksperimentel måling ved anvendelse af et kalorimeter. Dette involverer omhyggeligt forbrænding af en kendt masse phenol under kontrollerede forhold og måling af den frigivne varme.

2. ved hjælp af standard entalpier af dannelse: Du kan estimere den molære forbrændingsvarme ved hjælp af Hess's lov og standard entalpier af dannelse (ΔHF °) for reaktanter og produkter:

* Ligning:

C6H5OH (L) + 7 O2 (G) → 6 CO2 (G) + 3 H2O (L)

* Hess's lov:

ΔHCombustion =σ ΔHF ° (produkter) - σ ΔHF ° (reaktanter)

* Slå op til standard entalpier af dannelse: Du skal finde de standard entalpier af dannelse af phenol, ilt, kuldioxid og vand. Disse værdier findes typisk i termodynamiske tabeller.

* Beregn: Udskift værdierne i Hess's lovligning for at få den estimerede molære forbrændingsvarme.

Vigtige overvejelser:

* Matterilat: Sørg for, at entalpierne for dannelse, du bruger, svarer til de korrekte tilstande af stof (flydende phenol, gasformigt ilt osv.) Ved den givne temperatur.

* Temperaturafhængighed: Den molære forbrændingsvarme varierer lidt med temperaturen. Mens standardværdien er en god tilnærmelse ved 25 ° C, er den muligvis ikke helt nøjagtig for andre temperaturer.

eksempel (estimeret værdi):

Lad os sige, at du finder følgende standard entalpier af dannelse (i KJ/mol):

* ΔHF ° (C6H5OH (L)) =-165.0

* ΔHF ° (O2 (g)) =0,0

* ΔHF ° (CO2 (g)) =-393.5

* ΔHF ° (H2O (L)) =-285.8

Brug af Hess's lov:

ΔHCombustion =[6 (-393,5) + 3 (-285,8)]-[-165,0 + 7 (0,0)]

=-3053,8 kJ/mol

Husk: Dette er en estimeret værdi. Eksperimentelle målinger er typisk mere nøjagtige.