El poder calorífico (o valor energético o poder calorífico ) de una sustancia , generalmente un combustible o un alimento (ver energía alimentaria ), es la cantidad de calor liberado durante la combustión de una cantidad específica de la misma.
El poder calorífico es la energía total liberada en forma de calor cuando una sustancia experimenta una combustión completa con oxígeno en condiciones estándar . La reacción química es típicamente un hidrocarburo u otra molécula orgánica que reacciona con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua y liberar calor. Puede expresarse con las cantidades:
Hay dos tipos de entalpía de combustión, denominados valor calorífico superior e inferior, según la cantidad de productos que se enfríen y si compuestos como H
2Se permite que O se condense. Los altos valores caloríficos se miden convencionalmente con un calorímetro de bomba . Los valores de calor bajo se calculan a partir de datos de prueba de alto valor de calor. También se pueden calcular como la diferencia entre el calor de formación Δ H⦵
fde los productos y reactivos (aunque este enfoque es algo artificial, ya que la mayoría de los calores de formación se calculan típicamente a partir de los calores de combustión medidos). Para un combustible de composición C c H h O o N n , el calor (más alto) de combustión es 418 kJ / mol ( c + 0.3 h - 0.5 o ) usualmente con una buena aproximación (± 3%), [1] aunque puede estar significativamente apagado si o + n > c (por ejemplo, en el caso de la nitroglicerina , C
3H
5norte
3O
9, esta fórmula predeciría un calor de combustión de 0 [2] ). El valor corresponde a una reacción exotérmica (un cambio negativo en la entalpía ) porque el doble enlace en el oxígeno molecular es mucho más débil que otros dobles enlaces o pares de enlaces simples, particularmente los de los productos de combustión dióxido de carbono y agua; la conversión de los enlaces débiles en oxígeno a enlaces más fuertes en dióxido de carbono y agua libera energía en forma de calor. [1]
Por convención, el calor (más alto) de combustión se define como el calor liberado para la combustión completa de un compuesto en su estado estándar para formar productos estables en sus estados estándar: el hidrógeno se convierte en agua (en su estado líquido), el carbono se convierte en gas dióxido de carbono y el nitrógeno se convierte en gas nitrógeno. Es decir, el calor de combustión, Δ H ° comb , es el calor de reacción del siguiente proceso:
El cloro y el azufre no están completamente estandarizados; generalmente se supone que se convierten en gas cloruro de hidrógeno y SO
2o SO
3gas, respectivamente, o para diluir los ácidos clorhídrico y sulfúrico acuosos, respectivamente, cuando la combustión se realiza en una bomba que contiene alguna cantidad de agua. [3] [ fuente obsoleta ]
Zwolinski y Wilhoit definieron, en 1972, valores "brutos" y "netos" para los calores de combustión. En la definición bruta, los productos son los compuestos más estables, por ejemplo, H
2O (l), Br
2(l), yo
2(s) y H
2ASI QUE
4(l). En la definición neta, los productos son aquellos producidos cuando el compuesto se quema en una llama abierta, por ejemplo, H
2O (g) Br
2(g) yo
2(g) y SO
2(gramo). En ambas definiciones, los productos de C, F, Cl y N son CO
2(g) HF (g) Cl
2(g) y N
2(g) respectivamente. [4]