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Un sistema termodinamico è costituito da un recipiente adiabatico immerso in aria a pressione atmosferica. Il recipiente è diviso in due parti A e B da una parete diatermica fissa e contiene nella parte A due moli di gas perfetto biatomico, nella B una mole di gas perfetto monoatomico. La parte A è chiusa da un pistone, la B da una parete mobile libera di scorrere senza attrito. Inizialmente i due sistemi sono in equilibrio termico alla temperatura e il volume di A vale . Supponendo di espandere reversibilmente il gas A fino a raddoppiarne il volume, calcolare il rapporto tra tra la temperatura finale ed iniziale del gas B.


Se scrivo l'equazione di stato, trovo che la temperatura finale di A è il doppio, perché la pressione è costante. Ma anche quella di B deve essere il doppio, quindi il volume di B raddoppia... è possibile? Perché se scrivo invece il primo principio, mi verrebbe da pensare che invece B si comprime isobaricamente. Cosa sbaglio?

Naturalmente si tratta di una trasformazione isobara

Sì ma il vero problema non è quello. Infatti se raddoppia, il gas di sinistra si espande... quindi compie lavoro e allo stesso tempo cede calore? Il primo principio mi dice che , ma se è come dici tu allora essendo Q negativo ed essendo W positivo, risulta sicuramente che la variazione di energia interna è negativa... quindi la temperatura diminuisce, che è una contraddizione...
Grazie comunque per aver risposto.

Perché Q è negativo? Q è positivo poiché passa dall'ambiente al sistema.