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Il concetto di entropia


Prendiamo in considerazione due palloni di vetro, collegati ma al momento separati da un rubinetto, uno dei quali contiene un gas ideale a 1 atm. Se si apre il rubinetto si ha l’espansione del gasi ideale anche nell’altro pallone, e la pressione si dimezza, diventa 0,50 atm. Una delle caratteristiche di un gas ideale è che la sua energia interna U non dipende dalla pressione, ma solo dalla temperatura. Quindi in questa espansione, ΔU=0. Di conseguenza anche ΔH=0. La spiegazione per questa espansione è che le molecole di un gas tendono a disperdersi in tutte il volume disponibile, occupandolo completamente, con un conseguente calo della pressione.
Consideriamo ora una situazione simile, ma in cui i due palloni siano riempiti ciascuno con un gas ideale diverso dall’altro. Aprendo il rubinetto i gas si mescolano, e il risultato è pari a quello del gas ideale, ma in misura doppia. Un gas si espande nel nuovo volume disponibile indipendentemente dall’altro (si ricordi la Legge di Dalton, sulle pressioni parziali). Anche in questo caso l’energia si è più ampiamente distribuita, e di nuovo energia interna ed entalpia non sono mutate con l’espansione.
La proprietà termodinamica legata al modo con cui l’energia interna è distribuita in un sistema è l’entropia, che più semplicemente misura il disordine di un sistema. L’entropia, indicata con il simbolo S, è una funzione di stato come l’entalpia e l’energia interna. La variazione di entropia, ΔS, è la differenza di entropia tra due stati del sistema. Nell’espansione dei gasi, come abbiamo visto nell’esempio, l’entropia del gas aumenta (le molecole o gli atomi sono più lontane fra loro), quindi ΔS>0.
Considerato che la variazione di entalpia non è accompagnata da alcuna variazione di energia interna o di entalpia, si può iniziare a dire che un aumento di entalpia accompagni i processi spontanei. Più avanti questa considerazione sarà ridimensionata.

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