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En esta animación se ha fijado N = nR (es decir, se toma kB = 1). De esta forma la Ley de los Gases Perfectos queda como PV = NT.
En la Animación 1 se observa un conjunto de partículas que, una vez que se han distribuido por todo el recipiente, parece un conjunto "natural". Usted no esperaría poder ver el proceso inverso, es decir, todas las partículas distribuidas al azar por la caja y que de pronto se ordenan en fila. Pasemos a la Animación 2. Este conjunto de partículas mantiene su apariencia ordenada yendo para delante y para detrás. Este proceso es un ejemplo de proceso reversible mientras que el primero es un proceso irreversible. La diferencia básica entre ambos procesos hemos de verla en el concepto de entropía. Reinicio.
La conservación de la energía (establecida en Termodinámica como su Primer Principio) no nos ayuda a establecer diferencias entre ambos procesos. Si ejecuta de nuevo ambas animaciones observará que en ambas la energía (toda cinética) se conserva.
Para determinar qué animación corresponde a una visión más realista del gas de partículas en una caja hemos de acudir al Segundo Principio de la Termodinámica y al concepto asociado de
entropía. La entropía es una medida del desorden del sistema y, al igual que la energía interna, es una función de estado. Estudie de nuevo ambas animaciones y analice su desorden (entropía). En la
Animación 2 hay un orden inicial que se mantiene. En la
Animación 1 hay un orden inicial que se deshace a medida que transcurre el tiempo.
Volviendo de nuevo a la Animación 1, resaltemos también las muchas distribuciones de velocidad que están asociadas a la misma presión y energía global (temperatura). En términos estadísticos, es mucho pero muchísimo más probable encontrar una
distribución actual de velocidades próxima a la de Maxwell-Boltzmann que una distribución (ordenada) en que todas las partículas tienen la misma velocidad.
El Segundo Principio de la Termodinámica describe, en términos de la entropía, qué es lo que con mayor
probabilidad puede suceder. Es más probable que el gas de partículas evolucione espontáneamente hacia estados más desordenados ya que hay más estados desordenados accesibles que estados ordenados (y el número de estados posible está asociado a la entropía). Como ya se ha dicho, por ejemplo, hay muchas más formas para que un grupo de partículas siga una distribución de Maxwell que una distribución en que todas las partículas tienen la misma velocidad. La
Segunda Ley de la Termodinámica nos dice que,
espontáneamente, un sistema evolucionará siempre de forma que su entropía aumente o, como límite, permanezca constante. Procesos espontáneos en que la entropía aumenta son los procesos reales, siempre de
carácter irreversible. Los procesos reversibles (que mantienen la entropía) son un límite que juega el papel análogo a, en Mecánica, la ausencia de rozamiento. La entropía puede
aumentar, por supuesto, pero en sistemas no aislados. Imaginemos los electrones que se alinean y ordenan de tal forma que producen una
imagen en la pantalla del computador que adquiere la forma de este escrito que usted está leyendo. Para ello se precisa que el exterior del sistema interaccione con nuestro sistema con cambios de energía que finalmente conducen a
un aumento de entropía en alguna otra parte, manteniéndose el hecho de que, globalmente, la entropía total habrá aumentado.
Ilustración creada por Anne J. Cox.
© 2004 Pearson Educación S. A.