Secondo principio termodinamica

Il secondo principio della termodinamica dice che in un processo spontaneo l’entropia, quindi il disordine dell’universo, aumenta (tutti i processi spontanei o naturali producono un aumento dell’entropia nell’universo). Si può quindi dire che:
〖ΔS_totale=ΔS〗_universo=ΔS_ambiente+ΔS_sistema
In una trasformazione spontanea:
ΔS_universo=ΔS_ambiente+ΔS_sistema>0
Se ΔS>0 allora il processo è spontaneo, se invece ΔS<0 il processo non è spontaneo (è spontaneo il processo inverso). Se ΔS=0 il sistema è in equilibrio.
Secondo quanto detto nella seconda espressione se un processo produce variazioni positive di entropia sia nel sistema che nell’ambiente allora questo è sicuramente spontaneo. Se invece entrambe le variazioni sono negative il processo sarà sicuramente non spontaneo.
È bene inoltre ricordare che l’entropia di una sostanza aumenta quando questa assorbe calore.
Una variazione di entropia si basa su due quantità misurabili, che sono calore e temperatura. Per processi reversibili (solamente per i reversibili, in quelli irreversibili a q non è possibile sostituire ΔH) è possibile dire che:
ΔS_ambiente=(-ΔH_sistema)/T
Prendiamo ora in considerazione il congelamento dell’acqua. Esso produce una variazione di entropia negativa nel sistema, perché nel passaggio dallo stato liquido a quello solido c’è un maggior ordine delle molecole, quindi il disordine diminuisce. Nell’intorno invece, che assorbe calore, la variazione di entropia è positiva. Quindi finché la temperatura è inferiore a 0°C l’aumento di entropia dell’intorno è superiore alla diminuzione di entropia del sistema. Poiché la variazione totale di entropia è positiva il congelamento dell’acqua sotto 0°C è un processo spontaneo.