5.6: Volver a los cambios de fase

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Melanie M. Cooper & Michael W. Klymkowsky
Michigan State University and UC Bolder

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Volvamos ahora a la situación con sólidos, líquidos y gases. ¿Cómo pensamos sobre la entropía en estos sistemas? ¿No se ordena más una sustancia a medida que la movemos de gas a líquido a sólido? Claramente la entropía de un sólido es menor que la de un líquido, y la entropía de un líquido es menor que la de un gas. Podemos calcular (o simplemente buscar) cómo cambian las entropías para los materiales a medida que pasan de gas a líquido a sólido. Como hemos predicho, disminuyen. ¿Cómo puede ocurrir un cambio cuando la entropía del sistema disminuye (como la congelación del hielo)? ¿Estamos obligados a concluir que las cosas que sabemos que suceden son imposibles según la segunda ley de la termodinámica? ¡Por supuesto que no!

La segunda ley de la termodinámica nos dice que por cada cambio que se produzca, la entropía del universo debe aumentar. El problema con esto es que todos estamos muy conscientes de los cambios donde la entropía aparentemente disminuye. ¿Cómo podemos resolver esta aparente paradoja? La respuesta radica en el hecho de que para cualquier sistema la entropía efectivamente puede disminuir; la congelación del agua es un ejemplo de este fenómeno. Para el universo como un todo sin embargo (o más fácilmente definido, el sistema y su entorno) la entropía total debe aumentar. Por ejemplo, cuando el agua se congela, las moléculas de agua forman interacciones estables (interacciones de enlaces de hidrógeno). Como hemos visto anteriormente, la formación de interacciones estabilizadoras significa que la energía potencial del sistema ha disminuido. Debido a que la energía se conserva, esta energía debe ser liberada al entorno como energía térmica (cinética). Es decir, la congelación del agua es un proceso exotérmico.

Ahora podemos ver la solución a nuestro problema termodinámico. La razón por la que la congelación del agua no viola la segunda ley es que a pesar de que el sistema (hielo) se vuelve más ordenado y tiene menor entropía, la energía que se libera al entorno hace que esas moléculas se muevan más rápido, lo que lleva a un aumento en la entropía del entorno. ¡En el punto de congelación del hielo el aumento de la entropía en los alrededores es mayor que la disminución de la entropía del hielo! Cuando consideramos tanto el sistema como el entorno, el cambio en la entropía (\(\Delta \mathrm{S}\)) es positivo. La segunda ley se conserva (una vez más), pero para entender por qué debemos abrazar activamente el pensamiento sistémico.