Calor de combustión, por combustible y por oxígeno

Elige un combustible y si su agua sale como vapor, igual que en una llama, o como líquido, como en un calorímetro o en tu cuerpo. La página ajusta la combustión y después divide el mismo calor de tres formas: por la masa del combustible, por la masa del oxígeno y por el volumen del oxígeno. Estas dos últimas son las que miden un laboratorio de incendios y un hospital.

Ejemplo resuelto — Calor de combustión, por combustible y por oxígeno

Oxígeno para quemar un mol	2,00 mol
Calor liberado por mol	802,69 kJ/mol
Por kilogramo de combustible	50,03 MJ/kg
Por kilogramo de oxígeno	12,54 MJ/kg
Por litro de oxígeno, a 0 °C y 1 atm	17,91 kJ/L
Frente a los 13,1 MJ/kg de Huggett	−4,25%
Calor de 1 kg de oxígeno	12,54 MJ

Estos son los valores que muestra la calculadora al abrir la página. Cambia cualquier entrada de arriba para recalcularlos.

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Lección

La teoría — Calor de combustión, por combustible y por oxígeno

El calor de combustión es la entalpía liberada cuando un mol de un combustible arde por completo en oxígeno: el carbono pasa a CO₂, el hidrógeno a H₂O y el nitrógeno a N₂. Al medirlo en una bomba calorimétrica el agua se condensa, y esa cifra es el poder calorífico superior. Si dejas el agua como vapor, cada mol resta 44,004 kJ, dando el poder calorífico inferior. El oxígeno necesario para C_cH_hO_oN_n es c + h/4 − o/2 moles, así que el calor puede dividirse por la masa del combustible o por la del oxígeno.

Qué significa cada símbolo

ΔcH°: la entalpía estándar de combustión, en kJ por mol de combustible, a 25 °C con el agua líquida. Negativa, porque el calor sale
n(O₂): moles de oxígeno para quemar un mol de combustible: c + h/4 − o/2
E: calor liberado por kilogramo de oxígeno consumido. El valor de Huggett, 13,1 MJ/kg, es el que asume un laboratorio de incendios

Supone: Combustión completa a CO₂ y H₂O a 25 °C y 1 bar, tal como figura en las entalpías estándar del NIST Chemistry WebBook. Cuando el WebBook incluye una medida directa de combustión se utiliza tal cual está impresa; en los demás casos, el calor se deriva de una entalpía de formación: benceno, octano, acetileno, amoníaco, hidrógeno, monóxido de carbono y grafito. El calor se define devolviendo los productos a 25 °C. Los gases calientes de una llama se llevan ese mismo calor consigo hasta enfriarse. El litro de oxígeno está a 0 °C y 1 atm, el volumen estándar del fisiólogo, tratado como un gas ideal.
Falla cuando: En un incendio con mucho humo, donde parte del carbono sale como CO en lugar de CO₂: el carbono quemado solo hasta CO libera 221,06 kJ por mol de O₂ frente a los 393,51 del CO₂, así que cada kilogramo de oxígeno libera menos calor, y la calorimetría de consumo de oxígeno tiene que medir el CO para corregir este efecto. En combustibles fuera de la clase de Thornton, como demuestran el hidrógeno y el monóxido de carbono en esta página. Y en el cuerpo para las proteínas, cuyo nitrógeno sale como urea en vez de N₂, por lo que ni el calor ni el oxígeno siguen la ecuación de esta página.

Por kilogramo de oxígeno, combustibles que difieren 3,55 veces por kilogramo terminan a menos del 5% de un mismo número 🖖

El metano libera 50,03 MJ por kilogramo y la glucosa 14,10, con el agua como vapor en ambos. Divídelos por el oxígeno que consume cada uno y el metano produce 12,54 MJ por kilogramo de O₂, mientras que la glucosa da 13,24. Sobre esta base, once de los dieciséis combustibles de esta lista, desde gases y líquidos hasta azúcares, una grasa e incluso amoníaco, caen dentro del 5% de 13,1. La mayor parte del calor es la energía de los enlaces C=O y O–H en los que termina cada O₂. Una molécula de O₂ acaba formando enlaces muy similares sin importar lo que queme. William Thornton se dio cuenta de esto en 1917. Clayton Huggett, en la Oficina Nacional de Normas de EE. UU., fijó el número en 1980: 13,1 MJ/kg ± 5%. Los laboratorios de incendios lo utilizan. Desde el calorímetro cónico de mesa hasta las pruebas de muebles a escala real, miden el calor de un sofá en llamas a partir del oxígeno que falta en su humo, sin necesidad de saber de qué estaba hecho el sofá.

La grasa da dos veces y media el calor del azúcar por gramo, y menos por litro de oxígeno 🖖

Pulsa Glucosa, en el cuerpo y luego Grasa, en el cuerpo. El agua se mantiene líquida, tal como ocurre en ti. Por kilogramo, la tripalmitina proporciona 39,15 MJ y la glucosa 15,57: 2,51 veces más. Esta es la razón por la que la grasa es la forma en que los animales almacenan la energía que deben transportar. Por litro de oxígeno ocurre lo contrario: la glucosa da 20,86 kJ y la grasa 19,45, cerca de un 6,8% menos. Los cálculos en la fila del litro muestran el motivo. Un mol de O₂ libera 467,50 kJ al quemar glucosa y 435,94 al quemar grasa. Un carro metabólico en un hospital mide tanto el dióxido de carbono exhalado como el oxígeno inspirado por esta misma razón: la proporción entre ambos indica qué combustible se está quemando, ya que el oxígeno por sí solo tendría un error de hasta el 7%.

El acetileno rompe la regla de Thornton porque llega albergando ya 227,4 kJ/mol 🖖

Pulsa Acetileno: 15,70 MJ por kilogramo de oxígeno, un 19,88% por encima de 13,1 y una cuarta parte más que el metano. La entalpía de formación del acetileno es de +227,4 kJ/mol, energía introducida al crear la molécula y devuelta cuando arde, sumándose a lo que aporta el oxígeno. Réstala y la cifra del acetileno cae a 12,86, dentro del rango. El etileno lleva consigo +52,4 y se queda justo fuera, un 5,22% por encima. El hidrógeno y el monóxido de carbono están aún más lejos, un 15,38% y un 35,02% por encima, y ninguno de ellos es un compuesto orgánico, la clase a partir de la cual Thornton formuló su regla. El amoníaco tampoco es orgánico y, por casualidad, cae dentro, un 0,77% por encima. El grafito falla en la dirección opuesta, un 6,12% por debajo.

Problema resuelto al detalle

Cuánto calor produce un cuerpo en reposo a partir de su oxígeno 4 pasos
Un adulto en reposo absorbe 0,250 litros de oxígeno por minuto, medidos a 0 °C y 1 atm. ¿Cuál es su producción de calor en vatios si el combustible es todo glucosa? ¿Y si es todo grasa? ¿Cuánto supone eso en un día?

Abre este problema en la herramienta
1. En el cuerpo el agua se mantiene líquida. La glucosa da entonces 20,86 kJ por litro de oxígeno, y 0,250 litros por minuto son 5,214 kJ por minuto. Al dividirlo por 60 segundos, eso equivale a 86,9 W.
  
  $0.250 L/min \times 20.86 kJ/L = 5.214 kJ/min = \frac{5214 J}{60 s} = 86.9 W$
2. La grasa, como tripalmitina, aporta 19,45 kJ por litro: 4,862 kJ por minuto, o bien 81,0 W.
  
  $0.250 L/min \times 19.45 kJ/L = 4.862 kJ/min = 81.0 W$
3. Ambas difieren en un 6,8%. Toda mezcla real de azúcar y grasa se encuentra entre las dos, así que el oxígeno por sí solo acota el calor a ese margen.
  
  $1 - \frac{81 . 0}{86 . 9} = 6 . 8%$
4. Un día tiene 86 400 segundos. A base de glucosa, 86,9 W son 7,51 MJ, o 1 795 kilocalorías.
  
  $86.9 W \times 86, 400 s = 7.51 MJ = \frac{7 . 51 \times 1 0 ^{6}}{4184} = 1, 795 kcal$
Respuesta

86,9 W con glucosa, 81,0 W con grasa, con una diferencia del 6,8%; cerca de 7,5 MJ, o 1 795 kcal, al día. Ese es el orden de las necesidades energéticas de una persona en reposo, y esa es la cuestión: un cuerpo en reposo es un pequeño calentador, y su medidor de oxígeno funciona como su indicador de combustible. Pulsa Glucosa, en el cuerpo y la fila por litro marcará 20,86 kJ/L. Lo que la página no imprime es el dióxido de carbono, y una medición metabólica real lo necesita para saber en qué lugar entre 81,0 y 86,9 se encuentra la respuesta.

$81.0 W \leq P \leq 86.9 W \approx 7.5 MJ/day$

Referencias (3)

Every heat of combustion and formation enthalpy on the page, fuel by fuel, each with the measurement it comes from: P. J. Linstrom and W. G. Mallard (eds.), NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD.
The 13.1 MJ per kilogram of oxygen, ±5%, that the page sets every fuel against: C. Huggett, "Estimation of rate of heat release by means of oxygen consumption measurements." Fire and Materials 4(2), 1980, pp. 61-65. DOI 10.1002/fam.810040202
How a fire laboratory turns the oxygen missing from its exhaust into a heat release rate, and the history back to Thornton's 1917 observation: J. C. Yang, "Detailed Derivations of Formulas for Heat Release Rate Calculations Revisited: A Pedagogical and Systematic Approach." Journal of Research of the National Institute of Standards and Technology 124, 124016, 2019. DOI 10.6028/jres.124.016

Por el equipo de 42Math · Contrastado con fuentes publicadas. Se agradecen correcciones.