Espontaneidad y entropía son valores agregados a los procesos químicos y que se relacionan con la evolución de los mismos. Ejemplos de espontaneidad o procesos espontáneos son la difusión de un gas entre dos recipientes: uno que contiene el gas y otro donde se produjo un vacío. Al trasladarse de un recipiente a otro, las moléculas buscan que la presión entre ambos forme un equilibrio, lo cual provoca que la temperatura se mantenga estable.
En este caso, la espontaneidad se relaciona a la naturaleza de las moléculas de gas y a su movimiento aleatorio. Además, tampoco hay variaciones entre la energía interna y el trabajo de expansión.
Otro ejemplo es cuando se enlazan dos recipientes con gases diferentes, los cuales se mezclan de manera espontánea hasta crear una sustancia homogénea. Las moléculas siguen moviéndose espontánea y caóticamente.
Esta falta de orden se produce en varios procesos y da origen a sistemas que tienen a un estado de máximo desorden. La magnitud que mide el grado de no orden que posee un gas es la entropía y fue estudiada por primera por Ludwig Boltzmann, quien le asignó la letra S y la expresó en J/K.
Entropía como función
Esta falta de orden tiene que ver con el propio sistema y es por ello que a la entropía se la toma como una función de estado, mientras que los cambios que se producen en ella durante un proceso tiene relación con el estado inicial del sistema y su estado final.
A los cambios de la entropía se los expresa como ΔS y esto nos da la siguiente función: ΔS = S final – S inicial
Ahora bien, cuando en un procedimiento ΔS > 0, la aumenta al igual que es desorden molecular. Mientras que si ΔS < 0, bajará entropía y subirá el orden de las moléculas.
Sistemas espontáneos con aumento de entropía
Además de los gases ideales, existen otros sistemas espontáneos que evolucionan en un sentido preciso, en el cual las moléculas se desordenan, por lo cual crece la entropía.
Dos ejemplos son: la fusión del hielo a 25ºC, cuando las moléculas de agua ordenadas en estado sólido, pasan a un estado líquido desordenado. Y la disolución del cloruro de sodio en agua cuando los iones del soluto se desordenan dentro del disolvente.
Sistemas espontáneos con disminución de entropía
Pero también existen procesos físicos o reacciones químicas espontáneas en las que la entropía decrece y las moléculas se ordenan.
Por ejemplo, la congelación del agua por debajo de los 0ºC y la formación del cloruro de amonio sólido cuando reaccionan el cloruro de hidrógeno y el amoníaco gaseoso. Éste último procesos se escribe así: HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s); ΔHº = -177 kJ
Lo que tienen en común estos dos procesos es que el resultado final es un sólido, por lo cual las moléculas tienen un orden mayor y la variación de la entropía (o ΔS) será negativa.
Entropía y termodinámica
De todo lo dicho anteriormente se desprende que, en las reacciones exotérmicas, el calor aumenta el movimiento térmico de las moléculas del entorno y, en consecuencia, la entropía del entorno aumentará más de lo que disminuye la entropía del sistema, es decir, la reacción. Esto se expresa como: ΔS del sistema + ΔS del entorno > 0
Esto respeta el Segundo Principio de la Termodinámica, según el cual los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del sistema y el entorno. Esto da como resultado que la entropía del universo crezca continuamente durante el tiempo: ΔS del universo = ΔS del sistema + ΔS del entorno ≥ 0
Por otro lado, el Tercer Principio de la Termodinámica señala que, a un temperatura de 0 K, la entropía de una sustancia cristalina pura es cero. Lo cual se expresa con la siguiente ecuación: S (0K) = 0.
