Termodinámica básica (V)

En nuestro particular estudio de las propiedades termodinámicas hemos conocido las funciones U y H, correspondientes a la energía interna y a la entalpía. De la misma manera, hemos realizado cálculos simples en los que se podía obtener el rendimiento de un ciclo o motor y el trabajo desarrollado por el mismo.

Entramos ahora a estudiar la segunda ley de la termodinámica, que puede expresarse de dos maneras distintas: "Cualquier proceso de la naturaleza conlleva aumentar o mantener la entropía global del universo" o también "Es imposible un proceso cuyo único resultado sea transferir energía de un cuerpo de menor temperatura a otro de mayor temperatura".

Esta es, probablemente, la ley natural más enigmática que existe, ya que es totalmente inevitable y nos lleva al desastre.

La entropía se define como una magnitud que relaciona el calor intercambiado por un sistema y la temperatura a la que se intercambia dicho calor. Matemáticamente, en su forma diferencial:

dS = dQ/T

La entropía mide, en la práctica, el grado de desorden que tiene un sistema. Así, cuanto más desordenado es el sistema, mayor es su entropía. También se demuestra que para un sistema que no intercambie energía con el ambiente, la variación de entropía en el tiempo es mayor o igual que 0, lo que significa que ésta siempre aumenta.

¿Significa todo esto que es imposible un proceso en el que la entropía disminuya? No. Es posible que un sistema disminuya su entropía, si intercambia energía con el exterior, con el ambiente. Sin embargo, el ambiente, es decir, el universo, es en sí mismo un sistema cerrado, por lo que su entropía siempre tiende a crecer. En definitiva, el fin del universo, a no ser que a distancias intergalácticas los fenómenos físicos fueran de distinta naturaleza a los terrestres, consistirá en un lugar totalmente hecho polvo interestelar (literal).

Cualquier cesión de calor por parte del sistema al ambiente, en ausencia de trabajo, disminuye su entropía. Cualquier cesión de calor del ambiente al sistema aumenta su entropía. Así, los cuerpos más calientes tienen una entropía mayor que los cuerpos más fríos. En procesos adiabáticos (intercambio de calor nulo) o en procesos reversibles, la variación de entropía es nula.

Los principios de la termodinámica, al ser generales, se pueden aplicar a cualquier proceso natural. De hecho, la misma rotura de un cristal es un ejemplo práctico de aumento de entropía. El cristal, único, se destroza y se desparrama desordenadamente (aumento de entropía). De la misma manera, una casa, pasado un tiempo, se llena de polvo y se ensucia. El auténtico enigma está en la imposibilidad natural de que ocurran ciertos fenómenos que la primera ley de la termodinámica no invalida. Por ejemplo, no es posible calentar la comida usando hielo. Lo más que haremos será congelarla, pero nunca hervirla. Tampoco hemos visto un espejo hecho pedazos que vuelva a recomponerse espontáneamente; lo mismo podemos decir del polvo de una casa: no desaparece sólo, sino que siempre aumenta.

¿Impide por tanto esta ley la reversibilidad de los procesos? De ninguna manera. Todos hemos arreglado con pegamento un espejo roto o limpiamos nuestra casa sucia. Pero como todos sabemos, conlleva tiempo y esfuerzo, lo que supone un gasto energético, mientras que la suciedad es una cuestión de poco esfuerzo y relativamente poco tiempo. ¡Y además todo a costa de aumentar nuevamente la entropía del universo y por tanto, condenándonos al fin!

Puede que alguno tome ahora conciencia del daño que hacemos al mundo cuando siquiera respiramos. Para tranquilidad de todos, podríamos decir que el ser humano no es responsable ni de la billonésima de la billonésima de la billonésima parte del aumento de entropía del sistema solar. Obviamente, el sol genera principalmente este aumento entrópico.

Un asunto de mayor profundidad sobre la entropía es su relación con la magnitud tiempo. La irreversibilidad de los procesos (por ejemplo, el envejecimiento), está completamente relacionado con la entropía y su aumento. El tiempo, como sabemos, es irreversible y es una medida indirecta del aumento entrópico. Esto podría resultar muy interesante, ya que, el tiempo no sería realmente un continuo, sino la suma de las distintas entropías de todos los cuerpos del universo. Por tanto, podríamos controlar en parte el tiempo y hacerlo más o menos duradero. Así, podríamos hacer que un segundo durara lo equivalente a un año si gran parte de nuestros procesos fueran reversibles. Esto, sin embargo, es una apreciación incorrecta por dos razones: la primera es que un proceso reversible ocurre cuando se realiza en infinitas etapas, lo que conlleva tiempo infinito, lo cual es ridículo; la segunda razón está basada en la fluidez del espacio-tiempo: como le ocurre a la electricidad o al agua, el hecho de que un mismo flujo pase a través de resistencias de distinta magnitud conlleva simplemente a un flujo global (caudal o intensidad eléctrica) que pasa por igual por todas las partes del circuito. Por tanto, la entropía global del sistema "universo" repercutiría en la misma magnitud a todos, a pesar de contribuir de distinta manera.

De lo dicho anteriormente, aunque es motivo de otro artículo, se deduce otra demostración de la imposibilidad de los viajes en el tiempo, al menos en todas las regiones del universo.

Por último, las leyes de la termodinámica se completan con el tercer principio de la termodinámica, que marca la escala de temperaturas absolutas y el estado 0 de entropía. Así:

El estado de entropía cero corresponde a un cuerpo perfectamente cristalino a 0 K de temperatura.

Por tanto, los sólidos tienen entropía (o desorden) menor que los líquidos y estos a su vez que los gases. El líquido dispone de cierto orden (no se sale de los recipientes, por ejemplo), mientras que el gas es desorden perfecto. Cuanto mayor es tu temperatura más caótico es su comportamiento y por tanto mayor entropía. Si el gas está a presión baja, dispone de mayor espacio para moverse con libertad (mayor desorden) que cuando está a presión alta.

Por último, es importante que el sólido sea perfectamente cristalino (orden atómico perfecto). Un vidrio y un diamante a 0 K no tienen la misma entropía, ya que el vidrio no es un sólido cristalino. A 0 K, de la misma manera, el cuerpo cristalino no debería tener defectos cristalinos (defecto Schottky, defecto Frenkel), de lo contrario, ya hay desorden y por tanto entropía.