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Titolo: entalpia

Ciao a tutti, sapete per caso spiegarmi come mai l'entalpia di evaporazione
aumenta con il diminuire della pressione? Ho cercato in qualche libro di
chimica fisica (es Atkins) e negli appunti di lezione ma questo particolare
non l'ho trovato. Ho provato anche ad impostare il problema
"matematicamente"con le equazioni che descrizvono l'entalpia e le sue
variazioni ma sono giunto al nulla totale. Ho immaginato che probabilmete
non tengo in considerazione l'eventuale variazione delle capacità termiche
peò dati in questo msenso non ne ho trovati. Vi ringrazio per l'attenzione.
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Inviato via 
http://arianna.libero.it/usenet/

 aumenta con il diminuire della pressione?
Un liquido evapora quando la sua tensione di vapore eguaglia la pressione 
che lo sovrasta.
L' entalpia di vaporizzazione (anche detta comunemente di ebollizione) è una 
proprietà fisica di ogni sostanza. È definita come il calore richiesto per 
vaporizzare una mole di sostanza al suo punto di ebollizione a pressione 
standard (101.325 Pa). Detto questo se la pressione è minore il calore 
richiesto diminuisce, e di conseguenza anche l'entalpia di vaporizzazione 
diminuisce.
Quindi quello ce dici te non è corretto.
Guarda se trovi delle info qui: 
http://it.wikipedia.org/wiki/Entalpia
http://it.wikipedia.org/wiki/Entalpia_di_vaporizzazione
Spero di non aver scritto caz...e.
Ciao 


Anche io la pensavo cosi ma i dati non confermano questo fatto. Ho un libro
di impianti ( e anche gli appunti di lezione) in cui vi è scritto
esattamente il contrario cioè al diminuire della pressione di esercizio
l'entalpia di vaporizzazione aumenta. Il fatto è che non è spiegato il
motivo, però dal punto di vista dei bilanci termici tutto sembra corretto.


groucho ha scritto:

La variazione di entalpia in funzione della pressione a temperatura
costante è data dal coefficiente isotermico di Joule-Thompson µ_T:
[dH/dp]T=cost = µ_T
µ_T(p) dipende dalla temperatura e dal particolare gas che si sta
considerando, è relazionato al coefficiente di Joule-Thompson µ
dall'espressione
µ_T = -C_p×µ
Prendiamo il caso dell'acqua e calcoliamo la variazione di entalpia
molare da p = 1 bar a p = 0,1 bar alla temperatura di 373.16 K. I dati
di µ e C_p si possono trovare sul database del NIST. Non si introduce
un grande errore se si prendono i valori costanti
C_p = 35 J/mol K
µ = 6,5 K/bar
allora
DH = -35×6,5 (0,1 - 1) = 204,75 J/mol
quindi una diminuzione di pressione comporta un aumento di entalpia. Se
assumiamo che la variazione di pressione non incida sensibilmente sulla
fase liquida avremo
p = 1 bar          H2O(l) -> H2O(g)  DH(1 bar)
p = 0,1 bar       H2O(l) -> H2O(g)  DH(0,1 bar)
H2O(g)             p = 1 bar -> p = 0,1 bar  DH = 204,75 J/mol
DH(1 bar) + 204,75 = DH(0,1 bar)
In genere la diminuzione di pressione di un gas è un processo
endotermico per via della diminuzione dell'energia potenziale dovuta
alle forze intermolecolari. È una cosa che puoi vedere stappando una
bottiglia di birra ed è il principio di funzionamento del frigorifero.
Quindi se lo stato a bassa pressione è a entalpia più alta,
l'entalpia di ebollizione sarà maggiore a bassa pressione che ad alta
pressione.
Ma non è sempre vero, un'espansione può essere un processo esotermico
se si passa da una pressione elevatissima a una elevata, in quella zona
del diagramma p/T µ sarà negativo e µ_T positivo; l'ampiezza delle
zone dipende dal gas (la zona per cui µ>0 aumenta di dimensione
all'aumentare delle forze attrattive intermolecolari). La cosa può
essere interpretata dando un'occhiata alla funzione di un potenziale di
Lennard-Jones. Sull'Atkins queste cose ci sono.


Grazie mille, ora mi è chiaro. Avevo controllato sull'atkins ma
evidentemente in modo un pò superficiale. Grazie ancora.


 frigorifero.
Io direi che e' un processo endotermico comunque, anche se trascuri le
forze intermolecolari: il gas deve assorbire calore per compensare il
lavoro di espansione, se l'energia interna non dipende dal volume.
Quello che dici e' un effetto aggiuntivo, che in condizioni normali
influisce poco.
 
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Elio Fabri