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Titolo: Termochimica, problema con le definizioni

Ciao a tutti,
Studiando la Termochimica sul Petrucci-Harwood ho incontrato la seguente 
definizione di calore:
"Il calore e' l'energia trasferita in conseguenza ad una differenza di 
temperatura"
e poco piu' avanti a proposito del calore di reazione leggo:
"Il calore di reazione e' la quantita' di calore scambiato tra un sistema e 
il suo intorno quando avviene una reazione chimica all'interno del sistema, 
a temperatura e pressione costanti."
Il problema e' che non capisco come possa avvenire scambio di calore 
(secondo la definizione di cui sopra) "a temperatura e pressione 
costanti"...
Saro' io che interpreto male qualcosa, ma non riesco a capire dove...
Grazie,
fadeh

"fadeh" <fad...@NOSPAMgmail.com> ha scritto nel messaggio 
news:Hwgrf.2675$av6....@tornado.fastwebnet.it...

Nel secondo caso la condizione di temperatura e pressione costanti sono 
riferita al sistema in analisi e non al contorno(ambiente). Tra i due vi può 
anche essere una enorme differnza di temperatura, ma all'interno del sistema 
deve rimanere costante.
Questo non avverrebbe però se si trattasse di un sistema adiabatico, in cui 
lo scambio di calore sarebbe impedito e quindi si accumulerebbe all'interno 
del sistema sfociando in un aumento di temperatura. A risontro di questo 
prova a leggere quanto indicato per la spiegazione del ciclo di 
Carnot(secondo principio della termodinamica) 

 Carnot(secondo principio della termodinamica)
Si questo mi era chiaro...
Mi rimane ancora un dubbio...
Una reazione chimica in un sistema non adiabatico non puo' provocare un 
aumento di temperatura repentino?
Voglio dire: leggo che la produzione di calce spenta provoca un aumento di 
temperatura del sistema (in condizioni non adiabatiche). Quindi la 
temperatura del sistema non e' rimasta costante. In questo caso c'e' scambio 
di calore con l'intorno. Come faccio entrare qua la definizione di calore di 
reazione? Forse e' il calore che e' necessario scambiare per riportare il 
sistema alle condizioni di temperatura iniziali?
E in conclusione il sistema non rimane a temperatura costante per tutta la 
durata della reazione.
Perdona la mia cocciutagine :D
Ciao,
fadeh 

 durata della reazione.
E' per questo che a pressione costante si introduce il concetto di 
entalpia. Il calore non č una funzione di stato, mentre l'entalpia lo č. 
In questo modo tu devi considerare solo lo stato iniziale e quello 
finale del sistema, non il processo che ci sta in mezzo.
Ad esempio per una reazione puoi valutare l'entalpia di reazione 
considerando prodotti e reagenti entrambi allo stato standard, quindi 
(tra l'altro) a una ben definita pressione e temperatura. Se durante la 
reazione la temperatura aumentata o diminuisce, a te non imposta. Basta 
che i prodotti alla fine siano nelle condizioni che ti sei prefisso.
"Incidentalmente" a pressione costante la variazione di entalpia 
coincide con il calore scambiato. Questo č presto dimostrato 
considerando la definizione di entalpia e il primo principio della 
termodinamica:
H = E + PV = Q - W + PV
Per una variazione finita a P costante:
deltaH = Q - W + P*deltaV
Sempre a P costante il lavoro č:
W = P*deltaV
sostituendo:
deltaH = Q -W + P*deltaV = Q - P*deltaV + P*deltaV
deltaH = Q (a P=cost)
In pratica tu hai indicato la strada (P=cost), e su questa strada Q si 
comporta come se fosse una funzione di stato.
-- 
Saluti
VITRIOL

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Grazie mille Vitriol,
credo di aver capito, ci rifletto un po' se ho altri dubbi non esitero' a 
chiedere.. Nel frattempo grazie davvero a tutti e due per le risposte.
Ciao,
fadeh