Buenas tardes a todos.
He estado intentando resolver un problema del tema 11 y no estoy muy segura del procedimiento.
¿Podría alguien decirme su opinión? Gracias.
Problema 11.8. Calcule la entropía del entorno cuando 1,00
mol de H20 (l) se vaporizan a 90 °C y 1 bar. Considere la
entalpía de vaporización del agua como 40,7 kJ/mol
Yo primero calcularía el cambio en la entropía del sistema a través de un ciclo: en lugar de pasar directamente de agua a 90ºC a vapor a 90ºC, primero subo la temperatura del agua a 100ºC, luego la vaporizo y finalmente bajo la temperatura del vapor a 90ºC. Calculo cada una de las entropias de estos tres pasos y las sumo. A mi me da unos 110,24 J/mol·K
ResponderEliminarAhora, en el caso de que el sistema con el que trabajemos sea abierto (intercambie energía con el entorno) la entropia del entorno será la misma pero en negativo, si no me equivoco: -110,24 J/mol·K
Corregidme si digo alguna barbaridad
Es mucho más fácil que todo eso.
Eliminar¿Por qué habeis sacado la conclusión que la entalpía de vaporización que os dan es a 100º? No hay ningún sitio en donde los diga. La entalpía de vaporización que os dan es la estándar (1 bar) a 90º C.
Así que, si el agua toma 40,7 kJ/mol de forma reversible para evaporarse, el entorno le da esa energía, es decir
Qp(entorno) = -40,7 kJ/mol
La temperatura a la que los cede es T = 273+90 = 363
Teniendo en cuenta el 2º principio de la termodinámica
AS(entorno) = -40,7/ (273+90) = -0,112 kJ/K