Entropia

Entropía

La entropía (simbolizada como S) es una magnitud física que, mediante cálculo, permite determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850; y Ludwig Boltzmann, quien encontró en 1877 la manera de expresar matemáticamente este concepto, desde el punto de vista de la probabilidad.

La función termodinámica entropía es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), reorganización que dará como resultado un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, y entonces se alcanzará la configuración de mayor probabilidad.

Solo se pueden calcular variaciones de entropía. Para calcular la entropía de un sistema, es necesario fijar la entropía del mismo en un estado determinado. La tercera ley de la termodinámica fija un estado estándar: para sistemas químicamente puros, sin defectos estructurales en la red cristalina, de densidad finita, la entropía es nula en el cero absoluto (0 K) o (-273.16°C)

Esta magnitud permite definir la segunda ley de la termodinámica, de la cual se deduce que un proceso tiende a darse de forma espontánea en un cierto sentido solamente. Por ejemplo: un vaso de agua no empieza a hervir por un extremo y a congelarse por el otro de forma espontánea, aún cuando siga cumpliéndose la condición de conservación de la energía del sistema (la primera ley de la termodinámica).

La entropía global del sistema es la entropía del sistema considerado más la entropía de los alrededores. También se puede decir que la variación de entropía del universo, para un proceso dado, es igual a su variación en el sistema más la de los alrededores:

〖∆S〗_Universo=〖∆S〗_Sistema+〖∆S〗_Entorno

Si se trata de un proceso reversible, ΔS (universo) es cero, pues el calor que el sistema absorbe o desprende es igual al trabajo realizado. Pero esto es una situación ideal, ya que para que esto ocurra los procesos han de ser extraordinariamente lentos, y esta circunstancia no se da en la naturaleza. Por ejemplo, en la expansión isotérmica (proceso isotérmico) de un gas, considerando el proceso como reversible, todo el calor absorbido del medio se transforma en trabajo y Q= -W. Pero en la práctica real el trabajo es menor, ya que hay pérdidas por rozamientos, por lo tanto, los procesos son irreversibles.

Para llevar al sistema nuevamente a su estado original, hay que aplicarle un trabajo mayor que el producido por el gas, lo que da como resultado una transferencia de calor hacia el entorno, con un aumento de la entropía global.

IRREVERSIBILIDAD Y REVERSIBILIDAD

El segundo principio nos permite demostrar la irreversibilidad de los procesos naturales.

Muchos procesos naturales tienen lugar por falta de equilibrio mecánico. Un ejemplo típico de esta clase de procesos es la expansión libre de un gas perfecto. Cuando decimos que este proceso es irreversible, queremos decir que el proceso inverso queremos decir que el proceso inverso no puede tener lugar espontáneamente (sin modificaciones en otros sistemas). El gas puede volver a su estado inicial realizando sobre él un trabajo de compresión en contacto con un foco pero, en tales circunstancias tienen lugar dos cambios en los sistema externos: un peso ha descendido y un trabajo equivalente ha pasado al foco en forma de calor.

Para que la inversión del proceso de expansión libre sea posible sin influencias externas es necesario que el calor del foco se convierta en trabajo sin otros cambios, pero esto no es posible de acuerdo con el enunciado de Kelvin – Plank. Por lo tanto, no es posible invertir el proceso sin otros cambios y decimos entonces que es irreversible. En el ejemplo queda claro que la irreversibilidad no implica la imposibilidad de volver a la situación inicial sino, únicamente, la imposibilidad de transformación espontánea.

La falta de equilibrio térmico entre dos sistemas da lugar al proceso espontaneo de paso de calor desde el cuerpo de mayor temperatura al de más baja, hasta que se alcanza el equilibrio térmico. No es posible volver al estado inicial sin otros cambios pues ello iría en contradicción con el enunciado de Clausius. El proceso inverso no podrá realizarse espontáneamente lo que implica que el proceso de paso de calor de un cuerpo caliente a uno frio es un proceso irreversible.

Por falta de equilibrio químico tienen lugar procesos tales como reacciones químicas, mezclas, etc. No es fácil demostrar la irreversibilidad de tales procesos mediante el segundo principio; no obstante, admitiremos

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