termodinamica
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Calcolare il DE e DH per la trasformazione di 100 g di acqua (l) a 373 k e alla pressione di 1 atm, in vapore alla stessa T e P. Il calore necessario per evaporare una mole di acqua è di 9,72 kcal.

Mi sono calcolata il DH= 54.0 kcal, facendo DU=DH-(nRT)/1000 con R=1.987 cal /Kmol non mi viene il risultato.. cosa sbaglio?

Grazie in anticipo.
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Il procedimento pare essere corretto.

L'acqua ha massa molare 18,016 uma, dunque 100g sono circa 5,55 mol.

Se il calore latente di vaporizzazione è di 9,72 kcal/mol ne consegue che l'entalpia di vaporizzazione di queste 5,55 mol è di circa 53,9 kcal.

La variazione di energia interna è data dal calore fornito diminuito del lavoro svolto sull'ambiente, dunque DE = DH - pDV. Trattandosi di una vaporizzazione possiamo riscrivere come DE = DH - nRT.

DH = 53,9 kcal
n = 5,55
R = 1,987 * 10^-3 kcal/(mol K)
T = 373 K

DE = (53,9 - 5,55*1,987*373/1000) kcal = 49,8 kcal

Anche ripetendo il calcolo utilizzando il SI, una misura più precisa di ogni dato, non trascurando il volume di liquido iniziale, il risultato rimane entro un range di errore relativo del 2,3%.

Le uniche eventualità a cui riesco a pensare sono:
- un comune errore nei nostri ragionamenti (e per questo mi rimetto ai più esperti)
- un errore di calcolo
- un errore nei dati o nel risultato
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[-] I seguenti utenti ringraziano Daedalus per questo post:
Utente di Answers
non c'è altra spiegazione:-) l'errore è nel risultato..
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Pare di sì :-)
A meno che per DE il testo non intendesse la variazione di entropia, in barba ad ogni convenzione. In tal caso dovrebbe essere 133 kcal/K
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