Entropía Definición, Termodinámica, y Ejemplos

Definición: ¿Qué implica y cómo trabaja la entropía?

Medición sobre un sistema termodinámico capaz de interpretar cuantitativamente el grado de desorden de las partículas que lo constituyen. Pero, ¿cómo es posible tal medición? Se sabe que al agregar calor, la agitación térmica en las partículas aumenta.

Supóngase un sistema que se mantiene a una temperatura absoluta T y en el cual fluye una determinada cantidad de calor Q. Puede ser una muestra de gas a la que se le añade una pequeña cantidad de calor, de tal forma que la temperatura se mantenga sin cambios. Tras esto, el desorden en las moléculas del gas aumenta, ya que se expande, y por ende su entropía S tambien. El cambio en la entropía que tiene lugar cuando el sistema pasa del estado 1 al estado 2 se denomina ΔS y se calcula a través de la ecuación:

Donde las unidades para la entropía, en el Sistema Internacional de Unidades son de energía/temperatura: joule/kelvin o J/K. Esta ecuación es válida siempre que el proceso sea isotérmico (la temperatura se mantenga constante) y reversible.

Nótese que la ecuación anterior permite calcular el cambio en la entropía, no el valor absoluto de ella cuando el sistema se encuentra en un estado particular. Si se quiere conocer la entropía de un estado determinado, hay que asignar previamente un valor arbitrario a la entropía de un estado referencial, algo semejante a lo que se hace al escoger el 0 de la energía potencial gravitacional en el sótano de un edificio o en su primera o segunda planta.

La entropía y la segunda ley de la Termodinámica

La segunda ley de la Termodinámica resulta curiosa, en el sentido de que no señala que una cosa determinada ocurra, sino que establece más bien algo que no puede suceder y es que el calor fluya desde un objeto frío a uno más caliente. Nadie ha visto que esto suceda (pero ¿qué lo impide?) y da pie para establecer la segunda ley de la Termodinámica de esta manera:

“El calor nunca fluye espontáneamente desde un cuerpo frio hacia otro mas caliente”.

Este es el enunciado de la segunda ley según Rudolf Clausius.

Pero cuando un cuerpo cede calor a otro su entropía disminuye, mientras que aumenta la del objeto que recibe el calor. Si nunca fluye calor espontáneamente desde los cuerpos más fríos a los calientes, otra forma de establecer la segunda ley de la Termodinámica consiste en afirmar que:

“La entropía o grado de desorden en el universo nunca disminuye”.

Ya que la entropía del universo siempre está en aumento, o a lo sumo, se mantiene constante.

¿Significa esto que ningún sistema disminuye su entropía? De ninguna manera, ya que la segunda ley de la termodinámica se refiere a la entropía del universo y no la de algún sistema particular.

Por ejemplo, es perfectamente posible enfriar una bebida poniéndola dentro de un refrigerador, en cuyo caso las moléculas del líquido disminuyen su agitación térmica, y por ende su grado de desorden disminuye. Pero para que esto sea posible, la entropía o grado de desorden de alguna otra parte del universo tuvo que aumentar.

Y este aumento no compensó del todo la disminución de la entropía de la bebida al enfriarse, o a la sumo la compensó exactamente y por lo tanto, la entropía global del universo aumentó o mantuvo su valor, pero no disminuyó.

Ejercitación a modo de ejemplo

Se requiere una energía aproximada de 2256 kJ para transformar 1.00 kg de agua a 100ºC en vapor de agua, a 100 ºC. Hallar el cambio en la entropía de 1.00 kg de agua cuando se evapora (a 100 ºC) y especificar si el cambio en la entropía corresponde a un aumento o a una disminución.

Respuesta

Se utiliza la ecuación dada al comienzo, observando que en el enunciado se pide hallar el cambio en la entropía a temperatura constante ΔS al suponer que el proceso es reversible:

El proceso es isotérmico, ya que la temperatura permanece constante durante el cambio de fase. Como las unidades deben ser las del Sistema Internacional, hay que pasar el calor necesario, que es Q = 2256 kJ a joule, simplemente multiplicando por 1000, ya que 1 kJ = 1000 J:

2256 kJ = 2256000 J

Este calor se añade al agua.

También hay que pasar la temperatura de centígrados a kelvin. El factor de conversión es 0ºC = 273.15 K, por lo tanto:

100 ºC = 373.15 K

Al sustituir los valores numéricos resulta:

La cantidad ΔS es positiva, porque al evaporarse el agua, el sistema aumentó su entropía, ya que en forma de vapor, las moléculas tienen más posibilidades de movimiento y el grado de desorden del sistema se eleva. Por eso siempre que el sistema absorbe calor, ΔS > 0.