Entalpía de combustión del benceno sabiendo el calor a volumen constante (272)

, por F_y_Q

Cuando se queman 12 g de benceno a volumen constante en un calorímetro adiabático, los 4 kg de agua que bañan al reactor aumentan su temperatura 25 ^oC. Determina la entalpía de combustión del benceno en condiciones estándar.

Datos: c_e(\ce{H2O}) = 4.18\ \textstyle{J\over g\cdot ^oC}


SOLUCIÓN:

Lo primero que debes hacer es calcular la energía liberada al quemar los 12 g de benceno, usando para ello los datos del calorímetro que da el enunciado. Conoces la masa de agua, su calor específico y la variación de temperatura que ha sufrido el agua:

Q_V = m_{\ce{H2O}}\cdot c_e(\ce{H2O})\cdot \Delta T = 4\cdot 10^3\ \cancel{g}\cdot 4.18\ \frac{J}{\cancel{g}\cdot \cancel{^oC}}\cdot 25\ \cancel{^oC} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{- 4.18\cdot 10^5\ J}

Esta energía es la que liberan los 12 g de benceno al ser quemados. Como el calor a volumen constante se expresa referido a un mol y la masa molar del benceno es 78 g/mol:

Q_V = \frac{78\ \cancel{g}}{1\ mol}\cdot \frac{- 4.18\cdot 10^5\ J}{12\ \cancel{g}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\bm{2.717\cdot 10^6\ \frac{J}{mol}}}}

Si tienes en cuenta la reacción de combustión del beceno:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{C6H6(l) + \ce{15/2 O2(g)} -> 6CO2(g) + 3H2O(l)}}}


El balance de moles gaseosos en el sistema es:

\Delta n_g = (6 - 7.5) = -1.5\ mol

La entalpía de combustión es el calor a presión constante y se relaciona con el calor calculado por medio de la ecuación:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta H_C^0 = Q_V + \Delta n_g\cdot R\cdot T}}

Si sustituyes para las condiciones estándar tienes:

\Delta H_C^0 = -2.717\cdot 10^6\ \frac{J}{mol} - 1.5\cdot 8.314\ \frac{J}{\cancel{K}\cdot mol}\cdot 298\ \cancel{K} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{-2.723\cdot 10^6\ \frac{J}{mol}}}}