Pourquoi le calcul direct n'est pas possible:
* Réaction complexe: La combustion du phénol (C6H5OH) est une réaction chimique complexe avec plusieurs étapes impliquant la formation de divers produits intermédiaires. L'application directe d'une formule simple n'est pas exacte.
* Conditions standard: La chaleur molaire de la combustion est généralement rapportée dans des conditions standard (298 K ou 25 ° C et une pression de 1 atm). Cependant, la chaleur standard de combustion n'est pas directement applicable à toutes les températures.
Comment déterminer la chaleur molaire de la combustion:
1. Mesure expérimentale: La façon la plus précise de déterminer la chaleur molaire de combustion du phénol est par mesure expérimentale en utilisant un calorimètre. Cela implique de brûler soigneusement une masse connue de phénol dans des conditions contrôlées et de mesurer la chaleur libérée.
2. en utilisant des enthalpies standard de formation: Vous pouvez estimer la chaleur molaire de la combustion en utilisant la loi de Hess et les enthalpies standard de formation (ΔHf °) pour les réactifs et les produits:
* Équation:
C6H5OH (L) + 7 O2 (G) → 6 CO2 (G) + 3 H2O (L)
* Loi de Hess:
ΔHcombustion =σ ΔHf ° (produits) - σ ΔHf ° (réactifs)
* Recherchez des enthalpies standard de la formation: Vous devrez trouver les enthalpies standard de formation pour le phénol, l'oxygène, le dioxyde de carbone et l'eau. Ces valeurs se trouvent généralement dans les tables thermodynamiques.
* Calculer: Remplacez les valeurs dans l'équation de la loi de Hess pour obtenir la chaleur molaire estimée de la combustion.
Considérations importantes:
* état de matière: Assurez-vous que les enthalpies de la formation que vous utilisez correspondent aux états de matière corrects (phénol liquide, oxygène gazeux, etc.) à la température donnée.
* Dépendance à la température: La chaleur molaire de la combustion variera légèrement avec la température. Bien que la valeur standard soit une bonne approximation à 25 ° C, elle peut ne pas être parfaitement précise pour d'autres températures.
Exemple (valeur estimée):
Disons que vous trouvez les enthalpies standard suivantes de la formation (en KJ / MOL):
* ΔHf ° (C6H5OH (L)) =-165.0
* ΔHf ° (O2 (g)) =0,0
* ΔHf ° (CO2 (g)) =-393.5
* ΔHf ° (H2O (L)) =-285.8
Utilisation de la loi de Hess:
ΔHcombustion =[6 (-393.5) + 3 (-285.8)] - [-165.0 + 7 (0,0)]
=-3053,8 kJ / mol
Rappelez-vous: Il s'agit d'une valeur estimée. Les mesures expérimentales sont généralement plus précises.
