Kondensationsenthalpie

Wo gehe ich falsch?

Es gibt keine Flüssigkeit oder keinen Feststoff, der sich wie ein ideales Gas verhält . Es gibt also für kein ideales Gas eine Phasenänderung. Ideales Gas ist kein spezifisches Gas wie Sauerstoff, Wasserstoff usw. Es ist eine ideale Verhaltensannahme. Flüssiger Sauerstoff (zum Beispiel) ist kein ideales Gas und daher können wir die Formel nicht verwenden$\mathrm dh=C_p\mathrm dT$weil diese Formel durch Annahme des idealen Gasverhaltens erhalten wurde.

Bei einem Phasenwechsel ändern sich die zwischenmolekularen Kräfte. Dies liegt daran, dass sich der durchschnittliche Abstand der Moleküle ändert, wodurch sich die durchschnittliche potentielle Energie ändert. Da potentielle Energie eine Komponente der inneren Energie ist und Arbeit oder Wärme erfordert, um die innere Energie zu ändern, folgt daraus, dass während einer Phasenänderung eine Enthalpieänderung auftreten muss.

Auch für einen Phasenwechsel gilt die Formel nCpT=Q nicht mehr. Die Enthalpieänderung ist gegeben durch Masse ( m ) und latente Verdampfungswärme ( L )

Q=ml

Die Enthalpieänderung eines idealen Gases wird durch die Formel angegeben$dH = n c_p dT$wenn es eine Temperaturänderung erfährt$dT$.

Diese Formel gilt nicht mehr, wenn Sie einen Phasenübergang durchlaufen: Um eine bestimmte Menge Wasser bei einer bestimmten Temperatur zu verdampfen, ist eine enorme Menge an Enthalpie erforderlich. Siehe zum Beispiel diesen Wikipedia-Artikel.

Wie in Lucas 'Antwort erwähnt, kann ein ideales Gas keinen Phasenübergang durchlaufen, da Sie eine molekulare Wechselwirkung benötigen, um es auszulösen, was im idealen Gasmodell nicht vorhanden ist.

Per Definition$c_p = {(\partial h/\partial T)}_P$gilt nur für eine "homogene Phase eines Stoffes konstanter Zusammensetzung, ... keine Phasenänderung ..." [Sonntag und Van Wylen, Thermodynamik] Der gleiche Vorbehalt gilt für$c_V = {(\partial u/\partial T)}_V$. Das Konzept der spezifischen Wärme gilt also nicht für eine Phasenänderung.

Hoffe das hilft.