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La capacitā termica č
{$$ C = \frac {\delta Q}{\delta T}$$}
dove l'uso del simbolo {$delta$} sottointende che {$\delta Q$} non č un differenziale esatto, ossia che il calore assorbito {⅛Q$} dipende dal cammino termodinamico. Tipicamente nei gas {$C_p \ne C_V$}. In generale dal I e II principio si ricava
{$$ C_p-C_V = VT\alpha^2 K_T \qquad \frac {C_p}{C_V} = \frac {K_S}{K_T}$$}
dove
{$$\alpha = \frac 1 V \left(\frac {\partial V}{\partial T}\right)_p $$}
č il coefficiente d'espasione termica lineare (di quanto si allunga un corpo all'aumentare dela temperatura), e
{$$K_{T,S} = - V \left(\frac {\partial p}{\partial V}\right)_{T,S}$$}
sono i moduli di comprimibilitā a temperatura o entropia costante , rispettivamente.
Nei solidi {$\alpha$} é molto piccolo, tipicamente poche parti per milione per grado K, e entra al quadrato, quindi anche se {$K_T$} č grande {$C_p-C_V\approx 0$}. Nei gas ideali č facile controllare che vale {$nR$}, la legge di Mayer. Questo si vede anche con il primo principio della termoodinamica, {$\delta Q = dE + \delta W$}. La dilatazione termica č piccola, quindi il lavoro {$\delta W$} compiuto in riscaldamento č trascurabile, quindi il calore assorbito va tutto in aumento dell'energia interna, diventando quasi una funzione di stato. Per questo motivo nei solidi calcoliamo la capacitā temica come
{$$C = \frac {dE}{dT}$$}
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