Fala Gás Nobre, hoje falaremos sobre a entropia, bem como sua definição, características e mostraremos alguns exemplos para elucidar os conceitos científicos por trás desta grandeza termodinâmica.
A entropia, do grego en+tropein, significa “conteúdo de transformação” e tal conceito foi introduzido pela primeira vez pelo físico e matemático alemão Rudolf Julius Emanuel Clausius (1822-1888) em 1850. Clausius é considerado um dos fundadores da termodinâmica e durante muito tempo a unidade métrica da entropia foi dada por Clausius, sendo que esta unidade de medida atualmente encontra-se em desuso.
1 Clausius (Cl) = 1 cal/ ºC = 4,1868 Joules (J) / Kelvin (K)
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Mas o que é a entropia?
A entropia é uma importante grandeza termodinâmica que mede o grau de liberdade molecular de um sistema, e está associada ao seu número de configurações (ou microestados). Isto é, a quantas vezes e maneiras as partículas (átomos, íons ou moléculas) podem se distribuir em níveis energéticos quantizados, incluindo translacionais, vibracionais, rotacionais e eletrônicos.
Entropia também é comumente associada a aleatoriedade, dispersão da matéria e energia, e “desordem” de um sistema termodinâmico. De acordo com Clausius, a energia do Universo é constante, mas sua entropia tende ao infinito, ou seja, o Universo está em constante expansão e aumentando constantemente seu grau de “desordem”.
A entropia é a entidade física que rege a segunda lei da termodinâmica, a qual estabelece que para um processo ser espontâneo a entropia de um sistema termodinâmico isolado deve aumentar. Já para sistemas abertos, estabelece que a entropia do Universo (sistema + vizinhanças) deve aumentar devido ao processo espontâneo até que o atinja-se o estado de equilíbrio entre o sistema e as vizinhanças.
Vale ressaltar que se entende por vizinhança tudo aquilo nas proximidades do sistema que pode interagir com o mesmo, como por exemplo, através de trocas de calor.
Desta forma, quanto maior a entropia de um sistema, maior a sua “desordem” e número de configurações possíveis. E um processo físico-químico sempre será espontâneo quando há aumento da sua entropia.
Por exemplo, ao abrirmos um frasco de perfume, espontaneamente o cheio se dissipará pelo ar, ou seja, as moléculas estavam presas no frasco e agora estão dispersas no ar. Isto é, temos um aumento da “desordem” do sistema e do número de configurações possíveis que essas partículas podem adotar, por isso, observamos tal processo ocorrer espontaneamente. No entanto, o contrário não ocorre espontaneamente, pois as moléculas não retornaram ao frasco, onde possuem menor grau de desordem e liberdade.
A entropia é ainda relacionada a “ordem natural” das coisas, por exemplo, uma construção abandonada, os tijolos estão encaixados e organizados nas paredes da estrutura, mas com o passar dos anos, a estrutura vai ruindo e os tijolos vão caindo e se espalhando pelo chão. Logo, naturalmente têm-se a tendência da desordem, pois é muito mais provável vermos tijolos se desordenando com a ação do tempo do que tomando o formato de pilhas bem feitas.
Agora, partindo para exemplos envolvendo conceitos mais científicos, temos aumento de entropia quando ocorrem determinadas mudanças de estado físico, por exemplo, do sólido para o líquido e do líquido para o gasoso. Lembrando que o sólido possui partículas mais compactadas e com menor liberdade que o líquido e que o líquido possui muito menos desordem que o estado gasoso. Por isso, observamos o aumento de entropia nessas mudanças de estado físico, pois estamos aumentando a energia e a liberdade das partículas do material em questão.
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O que é Diagrama de Mudanças de Estado Físico (Diagrama de Fases)
Na diluição de sais em líquidos também é observado aumento de entropia, pois o sal, que encontrava-se no estado sólido, dissocia-se em íons em um solvente (líquido), ou seja, aumenta a desordem do sistema e o número de configurações possíveis (graus de liberdade).
Mas como é medida a entropia?
A entropia é medida em Joules (J) por Kelvin (K), isto é, sua fórmula é dada pela razão entre a quantidade de calor transferida durante um processo isotérmico pela temperatura em que esse processo ocorre. Observe:
Onde,
ΔS = Variação de Entropia
ΔQ = Quantidade de Calor
T = Temperatura
Unidade de medida = J/K
Analisando a fórmula da entropia, é possível concluir que, durante um processo que perde calor a entropia diminui e durante um processo com ganho de calor, a entropia aumenta. Em processos em que o sistema não realiza trocas de calor, a entropia permanece constante.
Em 1876, o físico, químico e matemático estadunidense Willard Gibbs chegou a conclusão de que o conceito de energia livre, que veio a ser chamada de Energia Livre de Gibbs (ΔG) em sua homenagem, em um sistema termodinâmico é matematicamente obtido através da subtração entre a energia perdida TΔS e a variação da energia total do sistema ΔH.
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Energia Livre de Gibbs
Ou seja, a entropia é o aumento da desordem e tal aumento se dá na perda de energia disponível. Sistemas com partículas organizadas apresentam mais energia que sistemas com elevados graus de liberdade. Por isso, Gibbs considera o produto da temperatura do sistema com a entropia do mesmo como a energia que o mesmo perdeu.
Gibbs chegou a seguinte equação:
ΔG = ΔH – TΔS
E de forma semelhante a previsibilidade da espontaneidade de um processo físico químico ocorrer devido ao aumento de entropia, a Energia Livre de Gibbs também nos fornece a informação de que um processo é ou não espontâneo.
ΔG < 0, espontâneo
ΔG > 0, não espontâneo
E que exemplos temos de processos espontâneos, isto é, que possuem aumento de entropia e Energia Livre de Gibbs menor que zero?
Gás Nobre, temos o exemplo do frasco de perfume que citei anteriormente, mas temos também:
– Gelo derretendo: O gelo possui forma bem definida e suas moléculas encontram-se no estado sólido, ou seja, em elevado grau de organização. Ao derreter, as moléculas passam para o estado líquido, deixando de possuírem forma definida e aumentando consideravelmente seu grau de liberdade e agitação.
– Água fervendo: De maneira muito semelhante ao caso do gelo derretendo, temos a água no estado líquido que possui determinado grau de liberdade sendo fervida, passando assim para o estado gasoso, cujas moléculas possuem elevada agitação e consequentemente um maior grau de liberdade, além de poderem se dissipar pelo ar.
– Objeto de vidro quebrando: Temos 1 copo de vidro, por exemplo, ele possui apenas 1 configuração, mas ao ser quebrado, o mesmo é dividido em inúmeras partículas menores, adotando um grande número de configurações.
– Flores ao vento: O dente de leão, quando o sopramos ou sofre ação de uma brisa mais forte, se desmancha, aumentando sua desordem e adotando um grande número de configurações, onde antes apenas a configuração redonda era possível e observada.
Beleza Gás Nobre, espero que tenha gostado de aprender um pouco mais sobre a entropia e o constante estado de expansão do universo e aumento da sua desordem.
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