En termodinámica , la interpretación de la entropía como una medida de dispersión de energía se ha ejercido en el contexto de la visión tradicional, introducida por Ludwig Boltzmann , de la entropía como una medida cuantitativa del desorden . El enfoque de dispersión de energía evita el término ambiguo " desorden ". Un defensor temprano de la concepción de dispersión de energía fue Edward A. Guggenheim en 1949, utilizando la palabra "dispersión". [1] [2]
En este enfoque alternativo, la entropía es una medida de la dispersión o difusión de la energía a una temperatura específica . Los cambios en la entropía se pueden relacionar cuantitativamente con la distribución o difusión de la energía de un sistema termodinámico , dividida por su temperatura.
Algunos educadores proponen que la idea de dispersión de energía es más fácil de entender que el enfoque tradicional. El concepto se ha utilizado para facilitar la enseñanza de la entropía a estudiantes que comienzan la química y la biología en la universidad .
El término "entropía" se ha utilizado desde los inicios de la historia de la termodinámica clásica y, con el desarrollo de la termodinámica estadística y la teoría cuántica , los cambios de entropía se han descrito en términos de la mezcla o "distribución" de la energía total de cada constituyente de un sistema sobre sus niveles de energía cuantificados particulares.
Estas descripciones han tendido a utilizarse junto con términos de uso común como desorden y aleatoriedad, que son ambiguos [3] [4] [5] y cuyo significado cotidiano es opuesto al que se pretende que signifiquen en termodinámica. Esta situación no sólo causa confusión, sino que también dificulta la enseñanza de la termodinámica. Se pedía a los estudiantes que captaran significados que contradecían directamente su uso normal, equiparando el equilibrio a un "desorden interno perfecto" y describiendo la mezcla de leche en el café desde un caos aparente a una uniformidad como una transición de un estado ordenado a un estado desordenado. [ cita requerida ]
La descripción de la entropía como la cantidad de "confusión" o "desorden", así como la naturaleza abstracta de la mecánica estadística que fundamenta esta noción, pueden generar confusión y dificultades considerables para quienes se inician en el tema. [6] [7] Aunque los cursos enfatizaban los microestados y los niveles de energía , la mayoría de los estudiantes no podían ir más allá de las nociones simplistas de aleatoriedad o desorden. Muchos de los que aprendieron practicando cálculos no comprendían bien los significados intrínsecos de las ecuaciones, y había una necesidad de explicaciones cualitativas de las relaciones termodinámicas. [8] [9]
Arieh Ben-Naim recomienda abandonar la palabra entropía , rechazando tanto la interpretación de "dispersión" como la de "desorden"; en su lugar propone la noción de "información faltante" sobre los microestados tal como se considera en la mecánica estadística, que él considera de sentido común. [10]
El aumento de entropía en un proceso termodinámico puede describirse en términos de “dispersión de energía” y “difusión de energía”, evitando mencionar el “desorden” excepto cuando se explican conceptos erróneos. Todas las explicaciones de dónde y cómo se dispersa o difunde la energía se han reformulado en términos de dispersión de energía, a fin de enfatizar el significado cualitativo subyacente. [6]
En este enfoque, se introduce la segunda ley de la termodinámica como "La energía se dispersa espontáneamente de estar localizada a extenderse si no se le impide hacerlo", a menudo en el contexto de experiencias comunes como la caída de una roca, el enfriamiento de una sartén caliente, la oxidación del hierro, el aire que sale de un neumático pinchado y el derretimiento del hielo en una habitación cálida. La entropía se describe entonces como una especie sofisticada de criterio de "antes y después" - que mide cuánta energía se distribuye a lo largo del tiempo como resultado de un proceso como el calentamiento de un sistema, o cuán ampliamente distribuida está la energía después de que algo sucede en comparación con su estado anterior, en un proceso como la expansión de un gas o la mezcla de fluidos (a una temperatura constante). Las ecuaciones se exploran con referencia a las experiencias comunes, con énfasis en que en química la energía que la entropía mide como dispersante es la energía interna de las moléculas.
La interpretación estadística está relacionada con la mecánica cuántica al describir la forma en que la energía se distribuye (cuantifica) entre las moléculas en niveles de energía específicos, con toda la energía del macroestado siempre en un solo microestado en un instante. La entropía se describe como la medida de la dispersión de energía para un sistema por el número de microestados accesibles, el número de diferentes ordenamientos de toda su energía en el siguiente instante. Por lo tanto, un aumento en la entropía significa un mayor número de microestados para el estado final que para el estado inicial y, por lo tanto, más posibles ordenamientos de la energía total de un sistema en cualquier instante. Aquí, la mayor "dispersión de la energía total de un sistema" significa la existencia de muchas posibilidades. [ cita requerida ] [11]
El movimiento continuo y las colisiones moleculares visualizadas como pelotas que rebotan en el aire, como las que se usan en una lotería, pueden llevar a mostrar las posibilidades de muchas distribuciones de Boltzmann y la "distribución del instante" en constante cambio, y a la idea de que cuando el sistema cambia, las moléculas dinámicas tendrán una mayor cantidad de microestados accesibles. En este enfoque, todos los sucesos físicos espontáneos cotidianos y las reacciones químicas se representan como si implicaran algún tipo de flujos de energía que pasan de estar localizados o concentrados a extenderse a un espacio más grande, siempre a un estado con una mayor cantidad de microestados. [12]
Este enfoque proporciona una buena base para comprender el enfoque convencional, excepto en casos muy complejos en los que la relación cualitativa entre la dispersión de energía y el cambio de entropía puede estar tan inextricablemente oscurecida que resulta discutible. [12] Por lo tanto, en situaciones como la entropía de la mezcla, cuando las dos o más sustancias diferentes que se mezclan están a la misma temperatura y presión, de modo que no habrá intercambio neto de calor o trabajo, el aumento de la entropía se deberá a la dispersión literal de la energía de movimiento de cada sustancia en el volumen final combinado más grande. Las moléculas energéticas de cada componente se separan más entre sí de lo que estarían en el estado puro, cuando en el estado puro solo colisionaban con moléculas adyacentes idénticas, lo que conduce a un aumento en su número de microestados accesibles. [13]
Se han adoptado variantes del enfoque de dispersión de energía en varios textos de química de grado, [ cita requerida ] principalmente en los Estados Unidos. Un texto respetado afirma:
El concepto de "disipación de energía" fue utilizado en el artículo de 1852 de Lord Kelvin "Sobre una tendencia universal en la naturaleza a la disipación de la energía mecánica". [15] Kelvin distinguió entre dos tipos o "depósitos" de energía mecánica: "estática" y "dinámica". Analizó cómo estos dos tipos de energía pueden cambiar de una forma a otra durante una transformación termodinámica. Cuando se crea calor mediante cualquier proceso irreversible (como la fricción), o cuando el calor se difunde por conducción, la energía mecánica se disipa y es imposible restaurar el estado inicial. [16] [17]
Utilizando la palabra "propagación", un defensor temprano del concepto de dispersión de energía fue Edward Armand Guggenheim . [1] [2] A mediados de la década de 1950, con el desarrollo de la teoría cuántica , los investigadores comenzaron a hablar sobre los cambios de entropía en términos de la mezcla o "propagación" de la energía total de cada constituyente de un sistema sobre sus niveles de energía cuantificados particulares, como por ejemplo por los reactivos y productos de una reacción química . [18]
En 1984, el físico-químico de Oxford Peter Atkins, en un libro La segunda ley , escrito para profanos, presentó una interpretación no matemática de lo que él llamó la "entropía infinitamente incomprensible" en términos simples, describiendo la segunda ley de la termodinámica como "la energía tiende a dispersarse". Sus analogías incluían un ser inteligente imaginario llamado "el demonio de Boltzmann", que corre por ahí reorganizando y dispersando energía, para mostrar cómo la W en la fórmula de la entropía de Boltzmann se relaciona con la dispersión de energía. Esta dispersión se transmite a través de vibraciones y colisiones atómicas. Atkins escribió: "cada átomo transporta energía cinética , y la dispersión de los átomos extiende la energía... la ecuación de Boltzmann , por lo tanto, captura el aspecto de la dispersión: la dispersión de las entidades que transportan la energía". [19] : 78, 79
En 1997, John Wrigglesworth describió las distribuciones espaciales de partículas como representadas por distribuciones de estados de energía. De acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, los sistemas aislados tenderán a redistribuir la energía del sistema en una disposición más probable o una distribución de energía de máxima probabilidad, es decir, de la de estar concentrada a la de estar dispersa. En virtud de la primera ley de la termodinámica , la energía total no cambia; en cambio, la energía tiende a dispersarse en el espacio al que tiene acceso. [20] En su Termodinámica estadística de 1999 , MC Gupta definió la entropía como una función que mide cómo se dispersa la energía cuando un sistema cambia de un estado a otro. [21] Otros autores que definen la entropía de una manera que incorpora la dispersión de energía son Cecie Starr [22] y Andrew Scott. [23]
En un artículo de 1996, el físico Harvey S. Leff expuso lo que llamó "la propagación y el reparto de la energía". [24] Otro físico, Daniel F. Styer , publicó un artículo en 2000 que mostraba que la "entropía como desorden" era inadecuada. [25] En un artículo publicado en el Journal of Chemical Education de 2002 , Frank L. Lambert argumentó que representar la entropía como "desorden" es confuso y debería abandonarse. Ha desarrollado recursos detallados para profesores de química, equiparando el aumento de la entropía con la dispersión espontánea de la energía, es decir, cuánta energía se distribuye en un proceso o cuán ampliamente se dispersa, a una temperatura específica. [6] [26]