El poder calorífico (o valor energético o poder calorífico ) de una sustancia , generalmente un combustible o 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 se somete a una combustión completa con oxígeno en condiciones estándar . La reacción química suele ser un hidrocarburo u otra molécula orgánica que reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua y liberar calor. Puede expresarse con las cantidades:
Hay dos tipos de entalpía de combustión, llamados poder calorífico superior e inferior, según cuánto se deje enfriar los productos y si compuestos como H
2O se dejan condensar. Los altos valores caloríficos se miden convencionalmente con una bomba calorimétrica . Los valores caloríficos bajos se calculan a partir de datos de prueba de valores caloríficos altos. También pueden calcularse 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 de combustión (superior) es de 418 kJ/mol ( c + 0,3 h − 0,5 o ) normalmente 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 enlaces dobles o pares de enlaces simples, particularmente los de los productos de combustión dióxido de carbono y agua; la conversión de los enlaces débiles del oxígeno en enlaces más fuertes del dióxido de carbono y el agua libera energía en forma de calor. [1]
Por convención, el calor de combustión (superior) 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), carbono se convierte en gas dióxido de carbono, y el nitrógeno se convierte en gas nitrógeno. Es decir, el calor de combustión, Δ H ° peine , es el calor de reacción del siguiente proceso:
El cloro y el azufre no están del todo estandarizados; generalmente se supone que se convierten en gas de 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 cierta cantidad de agua. [3] [ fuente obsoleta ]
Zwolinski y Wilhoit definieron, en 1972, valores "brutos" y "netos" para los calores de combustión. En la definición general, los productos son los compuestos más estables, por ejemplo, H
2O (l), hermano
2(l), yo
2(s) y H
2ENTONCES
4(l). En la definición neta, los productos son los 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 para C, F, Cl y N son CO
2(g) HF (g) Cl
2(g) y N
2(g) respectivamente. [4]