Conocimientos de Fisico-química

Después de repasar todos los contenidos que hay sobre ciencia en este foro , me he quedado impresionado ( aunque no debería impresionarme , puesto que los análisis científicos son propios de los comunistas ) . Por eso quería aportar también mi granito de arena especialmente en una ciencia de la que soy un gran aficionado , la fisicoquímica
Voy a dejar aquí unos apuntes de clase , hechos al 100% por mi , aunque también es el resultado de haber leído libros sobre la cuestión
Para hacerlo más divulgativo , voy a prescindir practicamente de las ecuaciones , puesto que lo importante creo que son los conceptos
Por último , sólo espero que mis contenidos estén a la altura de lo que he visto por aquí en este foro , que es de gran calidad . Además , si alguien tiene más conocimientos sobre la cuestión , le agradecería que participase , para ampliar mis conocimientos sobre esta materia que tanto me gusta

Empezaré explicando un poco de Mecánica Estadística a nivel molecular , para luego ya entrar en el nivel macroscópico , aunque en realidad lo que voy a poner aquí ahora mismo es una Introducción :
Nuestro principal objetivo , será el de ofrecer una visión general de lo que son los fenómenos fisico-químicos , analizándolos detenidamente . ¿ Y cúal es la base de todos estos fenómenos ? Pues la base se encuentra a nivel elemental ( molecular o atómico ) a partir del cúal se derivan los fenómenos a nivel macroscópico
Para entender lo que sucede a nivel molecular , también nos ayudaremos de algunos términos de la mecánica estadística , o incluso algunas veces de la mecánica cuántica , que son especialmente interesantes para nosotros

Términos relevantes . Nivel molecular . Mecánica Estadística

Los sucesos a nivel molecular no tienen una explicación exacta . Existe una probabilidad dada de que una moléculas se comporten de una determinada forma o no , pero es imposible conocer al 100% si una molécula funcionará de una determinada manera
Es importante , por tanto , introducir el término probabilidad y el término nivel de energía
El término probabilidad es muy importante en la fisicoquímica a nivel molecular , por las razones enunciadas anteriormente . Las moléculas presentan unos valores de energía determinados ( ya sea cinética o de otro tipo ) y entonces para unas determinadas condiciones la probabilidad de unos sucesos será diferente que en otras condiciones
Las moléculas se agrupan en niveles de energía , es decir si poseen una energía determinada que les permite saltar a otro nivel de enrgía más alto , podrán hacerlo , excitándose
Además dentro de un mismo nivel de energía , las partículas presntan degeneración , al haber un espacio en el que se hallan . Vamos a poner un ejemplo de los que luego trataremos con detenimiento :
Tenemos una barra cargada positivamente unida a un dispositivo que puede presentar diversas formas
En una forma A , tenemos un dispositivo estrechado en la punta y a pesar de que las partículas cargadas negativamente presentan una atracción electrostática sobre la barra cargada positivamente , pues casi ninguna estará en el extremo ya que la degeneración es mínima . Al haber más degeneración hay más probabilidad de que las moléculas se hallen en el espacio citado , pero en este caso no es así
Luego podemos tener un caso B , opuesto al anterior , ya que el dispositivo está ensanchado en la punta , y como consecuencia de alta degeneración y de las interacciones electrostáticas que presentan los iones de carga negativa sobre la barra , pues estarán casi todas en la punta
Mientras que también podemos tener un caso C , en el que el dispositivo es uniforme , por ejemplo un cuadrado , y como consecuencia , la mayoría de las moléculas estarán cerca de la barra , con niveles de energía bajos

La temperatura como factor . Ecuación de Boltzmann

Cuándo una molécula presenta una temperatura elevada , es probable que presente una gran velocidad y por tanto una gran energía cinética en cualquiera de las tres dimensiones del espacio . Existe una expresión que relaciona la temperatura con la velocidad de las moléculas que no voy a enunciar , pero que lo que realmente dice es lo anterior que acabo de explicar . Es una expresión válida para los gases ideales , es decir aquellas moléculas gaseosas que no tienen fuerzas intermoleculares
Estos gases ideales funcionan mediante distribuciones de Boltzmann , es decir predominará la forma más probable de distribuír las moléculas y por tanto aquella en la que haya más formas de hacerlo
Al aumentar la temperatura ( por cierto proximamente veremos que el calor es una forma de energía ) aumenta la velocidad media de las moléculas . Hay que tener en cuenta que no todas las moléculas van a la misma velocidad en el espacio , ya que están agrupadas en niveles de energía diferentes y además la energía que se le proporcionan a estas moléculas sólo servirá para
`` nutrir ´´ ( por decirlo de alguna manera ) a un grupo de moléculas para que aumenten su enería . Por tanto , a temeperaturas grandes hay más moléculas con más energía y por tanto en niveles más altos

Estados de equilibrio en un gas ideal vistos desde un punto de vista molecular . Estados de no equilibrio

Convendría , antes de nada , definir lo que es un estado de equilibrio . El estado de equilibrio es el más probable de todos los estados y por tanto es el culmen hacia el que evolucionarán todos los procesos reales . El nombre que llevan esos procesos citados son irreversibles o espontáneos , ya profundizaremos más adelante en esta cuestión . Como todos los sistemas tienden al equilibrio , pues para conseguir ese equilibrio necesitaremos un proceso finito hacia ese estado . Imaginemos una situación determinada :
Tenemos un recipiente con 6 secciones iguales en tamaño y volumen , e imaginemos que tenemos 6 moléculas dentro . Pues bien , su estado de equilibrio es aquel en el que existen más formas de colocar las moléculas . La forma más probable de distribuír las moléculas es aquella en la que existe una distribución homogénea de las moléculas . Cuánto más lejos esté de ese estado , más lejos estará del equilibrio y más improbable será , ya que habrá menos formas de colocar las moléculas . Por tanto los procesos irreversibles , conducirán hacia esa situación

El papel de las fuerzas de atracción

Las fuerzas de atracción actúna como elemento cohesionador de los sistemas formados por moléculas en cualquiera de sus estados , disminuye la distancia entre las moléculas y el volumen ocupado por las mismas . Así existen las fuerzas intermoleculares entre moléculas neutras o mismamente las fuerzas de atracción gravitatoria
Para vencer esas fuerzas de atracción es necesario proporcionar a las moléculas una energía determinada . Cuánto más aumente la temperatura mayor será el nº de moléculas con una energía tal que les permite romper esas fuerzas intermoleculares o por lo menos debilitarlas
De ahí que podamos explicar el porqué de como se distribuyen las moléculas de la forma en que lo hacen , habiendo más moléculas en niveles bajos de energía , es decir incapaces de vencer o debilitar esas fuerzas de atracción . Habrá por tanto más moléculas ( a una temperatura dada , postiva por cierto , ya veremos lo que ocurre para las temeperaturas negativas ) cerca del nivel del mar que en la montaña ( de ahí que la presión disminuya en ese último caso con respecto al primero )
El caso que vamos a tratar aquí con más frecuencia es el de las fuerzas intermoleculares y por tanto como se agregarían las moléculas
Los estados de la materia ( líquido , sólido , gas ) son formas de agregar las moléculas en función de la cohesión o no cohesión como consecunecia de la presencia de fuerzas intermoleculares grandes o pequeñas
En el caso del gas las fuerzas interomoleculares son más débiles y existen más formas de colocar las moléculas que en el líquido y este a su vez que en el sólido , hasta que se llega a n punto de máxima cohesión y orden , que es dónde las moléculas , todas ellas están en el nivel más bajo de energía


Espero que esta breve introducción les haya gustado , y si tienen cualquier sugerencia o ven algún error en este texto , no duden en comentármelo

fórmulas o gtfo

PequeñoBurgués escribió:fórmulas o gtfo

¿ Pongo ecuaciones ? Pienso yo , ¿ no sería mejor no ponerlas ? . Es que no sé si hay mucha o poca gente que las entienda o que entienda su significado

Danielovich escribió:

PequeñoBurgués escribió:fórmulas o gtfo

¿ Pongo ecuaciones ? Pienso yo , ¿ no sería mejor no ponerlas ? . Es que no sé si hay mucha o poca gente que las entienda o que entienda su significado

Hombre, teniendo en cuenta, por un lado, que en este foro se presume de hacer análisis sobre la realidad basados en leyes científicas y, por otro lado, que las matemáticas son el lenguaje en el que se expresan las leyes científicas, y la única manera que se puede verificar que dichas leyes son verdaderamente objetivas, pues no estaría de más.

Pero en fin, cada uno es libre de expresar sus ideas científicas como mejor vea conveniente.

Saludos

Jordi de Terrassa escribió:

Danielovich escribió:

PequeñoBurgués escribió:fórmulas o gtfo

¿ Pongo ecuaciones ? Pienso yo , ¿ no sería mejor no ponerlas ? . Es que no sé si hay mucha o poca gente que las entienda o que entienda su significado

Hombre, teniendo en cuenta, por un lado, que en este foro se presume de hacer análisis sobre la realidad basados en leyes científicas y, por otro lado, que las matemáticas son el lenguaje en el que se expresan las leyes científicas, y la única manera que se puede verificar que dichas leyes son verdaderamente objetivas, pues no estaría de más.

Pero en fin, cada uno es libre de expresar sus ideas científicas como mejor vea conveniente.

Saludos

Eso es cierto , pero no sé si la gente entiende mucho o poco de Matemáticas , mi objetivo aquí es poner información que la gente pueda entender . De todas formas , ya que veo que ustedes me lo piden , pues pondré ecuaciones , pues me debo a los que leen la información que yo pongo

Hombre no creo que se pueda entender la física y la química sin fórmulas, lo suyo es precisamente ponerlas y explicar lo que significa cada factor e incluso poner el desarrollo de donde sale dicha ecuación.

Que los apuntes están muy bien ojo, pero esto es como servir la guarnición y dejarse el pollo en la nevera.

Tras pensar como poner esto aquí he decidido hacer mis explicaciones más gráficas y poner algunas ecuaciones que son de bastante interés pero sin complicar excesivamente el tratamineto matemático . Hoy voy a dedicarme a completar la explicación del otro día ( aclarando algunas cosas que creo que son de especial interés ) , así que antes de mirar esto , aconsejaría leer la introducción del otro día . Posteriormente avanzaré mi explicación con otras cosas

Sabemos que cuánta mayor temperatura mayor es la velocidad media de las moléculas y por tanto habrá más moléculas con una velocidad mayor y por tanto con una energía cinética mayor . La temperatura sirve como medida para conocer la energía cinética de los sistemas .
Ec=(mv^2)/2
Siendo Ec ( energía cinética ) , m ( la masa del sistema ) , v^2 ( velocidad al cuadrado) . En este caso , al ser un sistema con varias moléculas cuyas velocidades no son iguales , tendremos que emplear Vm ( velocidad media ) , es decir aquella velocidad que es la media de las velocidades de todas las moléculas . Esto es para la energía cinética de un sistema complejo formado por muchas moléculas
De todas formas también sabemos que las moléculas se mueven en las 3 direciones del espacio ( que las podemos llamar como x , y , z ) . A priori si no hay ninguna fuerza de atracción o choque que lleve a las moléculas a moverse en una dirección determinada , pues la velocidad en las 3 direcciones del espacio será la misma para una misma molécula , sin embargo aquí no hay que confundirse , las moléculas van a velocidades diferentes unas que otras , lo que pasa es que para una misma molécula si puede coincidir el vector velocidad en una dirección o en otra
Dejo aquí una Ecuación que se cumple para gases ideales y que precisamente relaciona la energía cinética del sistema con su temperatura :
(mv^2)/2=3/2(kT) , siendo k una constante de Boltzmann y T la temperatura . V es la velocidad media .
Recordar que por lo dicho anteriormente Vx=Vy=Vz
Con lo que (m*vx^2)/2=kT/2 , por poner un ejemplo ya que Vx^2 + Vy^2 + Vz^2=Vm^2

[Tienes que estar registrado y conectado para ver este vínculo]

Aquí tienen distribuciones de Boltzmann para 3 temperaturas diferentes , se observa como a mayor temperatura , mayor es la población de moléculas en niveles energéticos más elevados , mientras que a temperaturas bajas , casi todas las moléculas ocupan los niveles energéticos más bajos
La ecuación que mide cuántas moléculas hay en cada nivel energético es :
n=n0*e^(-U/kT) , siendo U la energía de las moléculas , T la temperatura , k una constante , n el nº de moléculas para un nivel energético dado y n0 para el nivel energético más bajo . Esto es válido para el equilibrio , pues las moléculas que ascienden de nivel energético se ven compensadas por otras moléculas que descienden en su nivel energético , con lo que el sistema macroscopicamente es como si no cambiase , para ese estado de equilibrio habrá una cantidad dada de moléculas en un nivel energético determinado y eso no cambia aunque pueda haber fluctuaciones de moléculas de niveles energéticos más bajos a más altos y viceversa , puesto que los sistemas están en permanente movimiento
En el equilibrio se produce la máxima ocupación de los niveles energéticos , con la máxima homogeneidad y desorden y mínima cohesión . Esto es válido para sistemas aislados , ya que en los sistemas aislados no se puede transmitir energía al exterior del propio sistema , ya que como dice la propia palabra este está aislado . Si no estuviera aislado , algunas de sus moléculas podrían transmitir energía al exterior descendiendo ellas mismas en su nivel energético
Sin embargo , si el sistema no estuviese en equilibrio tendríamos que ver cuántas moléculas ascienden o descienden en su nivel energético , y hacia que nivel van . Por eso , tomando el nivel n0 como referencia , como de hecho lo llevamos hacieno desde el principio , veremos como es el balance de moléculas hacia niveles más altos o más bajos . De ahí esta ecuación :
n=n0*e^((E2-E1)/kT) Siendo E2 el nivel energético final de las moléculas y E1 el inicial , de ahí el salto descrito de un nivel a otro
Es decir , si no se produjese ningún salto ( o por lo menos el balance total de saltos energéticos se anula ) n=n0 , con lo que el sistema estaría en equilibrio , al estar todos los niveles energéticos ocupados homogeneamente , es decir habiendo el mismo número de moléculas en un nivel cualquiera que en el nivel más bajo
Una cosa antes de acabar :

Choque entre moléculas no significa atracción
Un gas ideal se mueve libremente , es decir sin atracción por ninguna otra molécula . Si se encuentra con otra molécula puede chocar , pero ese acercamiento no se debe a la atracción entre las moléculas , sino al movimiento aleatorio de las mismas que les ha llevado a chocar . Al chocar las moléculas se transmite energía en forma de calor , desde aquellas cuya energía es mayor a las que es menor

La conservación de la energía

La energía ni se conserva ni se destruye , ( esto será algo a tener muy en cuenta proximamente ) , simplemente se puede transformar en otras formas de energía

Transmisión y conservación de la energía en forma de calor
Supongamos dos sistemas macroscópicos en contacto y que estén a temperaturas diferentes . Hay que recordar que dentro de un mismo sistema hay moléculas con una mayor velocidad y por tanto mayor energía cinética y sabemos que la velocidad media de las moléculas es mayor en el caso del sistema con una mayor temperatura que en los que están a una temperatura menor
El proceso ( sea cúal sea ) tendrá como culminación el estado de equilibrio . Pues bien , aquí lo que sucede es que se produce una transmisión de energía de las moléculas con mayor energía a las que tienen menor energía
Como consecuencia de este intercambio sale favorecido el sistema que estaba a una menor temperatura , ya que tenía más moléculas de velocidad baja mientras que el otro tenía más moléculas rápidas ( por así decirlo ) con capacidad para colisionar con moléculas de baja energía . El culmen del proceso es cuándo los dos sistemas quedan a la misma temperatura , lo cúal no quiere decir que no siga habiendo intercambio energético entre las moléculas , ya que uno y otro sistema seguirá habiendo moléculas con una mayor energía cinética que pueden colisionar con moléculas más lentas del otro sistema , pero a su vez esta transmisión se puede ver compensada por una transmisión en sentido contrario , es decir de una molécula veloz ( del mismo sistema de la molécula lenta del caso anterior ) . Es decir , los sistemas a nivel molecular están en permanente movimiento , pero a nivel macroscópico permanecerá en equilibrio , ya que si se hace un cambio sobre el sistema de equilibrio , el sistema vuelve al estado de equilibrio ya que es el más probable y es a su vez en el que hay más formas de colocar las moléculas , ya que es en el que se produce una distribución más homogénea de las moléculas en los niveles energéticos , es decir máximo desorden . Esto es consecuencia de que el conjunto de los dos sistemas forman un sistema aislado , en el que el estado de equilibrio es aquel en el que hay más formas de colocar las moléculas

Una cosa , aquí no pongo ecuaciones , y es que lo que quería era más bien describir de forma cualitativa lo que sucede a nivel molecular en el sistema . De todas formas en próximas exposiciones si considero más necesario el poner ecuaciones

Trabajo por cambio de volumen y la conversión del calor en trabajo

El trabajo por cambio de volumen tiene su origen en el trabajo mecánico . El trabajo es una energía que se genera y que da como resultado un movimineto neto de las partículas en una dirección , por ello :
W=F*dx . Es decir cuánto mayor sea el desplazamineto , mayor será el trabajo
El trabajo por cambio de volumen , comparte unidades con el trabajo mecánico ( fuerza*unidad de desplazamineto ) con lo que al realizar un trabajo por cambio de volumen también se genera energía
Hay que tener en cuenta que el volumen son (cm3 , m3 etc ) , y la presión es : P = F/S ( Fuerza partido por unidades de superficie que pueden ser m2 , cm2 etc ) , con lo que está claro que el trabajo por cambio de volumen en un recipiente será  :

   

Nuestro objetivo será ver que sucede cuándo se ejerce un trabajo y que traducción tiene eso en el calor y por tanto en la transmisión de energía en las moléculas . Supongamos un sistema en el que se produce un trabajo debido al aumento de la presión ( es decir una compresión y por tanto una disminución del volumen )
Pues bien , tenemos un recipiente con el mismo nº de moléculas que antes pero ocupando un volumen más reducido , con lo que la distancia entre las moléculas es mucho menor con lo que el recorrido libre de las moléculas también es menor y por tanto la probabilidad de choques entre las moléculas de este gas  , aumenta y por tanto se podrá producir calor . Una parte del calor podrá salir al exterior si el recipiente tiene algún orificio , pero sino ( es decir si el sistema es aislado ) , la energía quedará almacenada y conservada en el propio sistema , además las moléculas tendrán la capacidad de chocar con el émbolo y hacerlo devolver a su estado inicial . En este caso la variación de energía interna ( U2-U1) será igual a 0 , ya que toda la energía se almacena en el propio sistema , por lo que podemos definir la variación de energía interna como : U2-U1 = Q-W siendo Q el calor intercambiado .
Como hemos podido observar la variación de energía interna es una función de estado , sólo depende del estado inicial y final , mientras que el trabajo y el calor no son funciones de estado , digamos que dependen del camino recorrido por el sistema para realizar un proceso con unos estados iniciales y finales determinados

A partir de ahí todos nuestros tratamientos posteriores se facilitan bastante , por ejemplo , estamos en condiciones de saber como se comporta el calor cuándo estamos a volumen o a presión constante , y es que aunque el calor no venga caracterizado como una función de estado en ocasiones si puede comportarse como tal . No hay que ser muy inteligente para darse cuenta de que si no hay cambio de volumen W=0 y por tanto U2-U1 = Q
En cambio si la presión externa es constante , la P puede salir fuera de la integral en la ecuación del trabajo con lo que W= P ext ( V2-V1) y por tanto el calor Q= (U2-U1) + P ext ( V2-V1) . Con lo que el calor depende de las condiciones del estado inicial y final , y en función de eso adopta determinados valores o no . Por cierto a esta magnitud que es el calor a presión constante y que es función de estado le llamamos entalpía ( H)
Hay que diferenciar la entalpía de la variación de entalpía y la energía interna de la variación de la energía interna , no es lo mismo un estado determinado que el camino que hayas hecho para llegar a él , con lo que aquí el calor Q= H2-H1

Por cierto , voy a hacer pequeños cambios en alguna de mis exposiciones anteriores . Si surge cualquier duda o inconveniente sobre eso o sobre cualquier otra cuestión de las exposiciones no duden en comentármelo

La entropía desde un punto de vista molecular . Entropía desde un punto de vista macroscópico . Primera parte
La entropía es un concepto muy importante en la fisicoquímica e incluso desde un punto de vista filosófico . Es por eso que voy a poner mucho interés en explicar de la forma más amplia y rigurosa posible en que consiste este concepto y magnitud . La entropía ha servido de caldo de cultivo para diversas teorías filosóficas sobre el universo
Podemos empezar a explicar este concepto desde un punto de vista molecular , y tratar de conectarlo con el macroscópico . Para conocer esto es necesario repasar detenidamente lo que hemos estado exponiendo hasta el momento
Bueno ¿ Qué es la entropía desde un punto de vista molecular y cualitativo ? Pues podemos definirlo como el grado de desorden que hay en un grupo de moléculas , es decir el ocupamiento de niveles energéticos . Si ese ocupamineto es homogéneo la entropía es máxima , mientras que si las moléculas sólo ocupan los niveles energéticos más bajos ( o más altos , luego veremos el
porqué ) la entropía será mínima . Además el nº de formas de colocar las moléculas será mayor a medida que aumente la entropía , por una mera cuestión estadística
Para un proceso cualquiera , si aumentamos la temperatura del sistema , es decir , le proporcionamos energía en forma de calor , estaremos aumentando la entropía del sistema , puesto que lo que estaremos haciendo será poblar los niveles energéticos posteriores y hacer que aumenten las formas de colocar al grupo de moléculas que estamos tratando
Sabemos además que para un sistema aislado la entropía siempre aumenta . Las moléculas se agrupan en los niveles energéticos siendo probable que estas ocupen niveles energéticos más elevados , consiguiendo la máxima entropía para una temperatura dada . Como los sistemas aislados no liberan energía al exterior , pues entonces sus moléculas no pueden ceder energía al exterior , y habrá más moléculas que ocuparán los niveles energéticos más altos que sean posibles ( para temperaturas altas habrá más moléculas que ocupen dichos niveles que no para temperaturas más bajas como hemos visto ya recientemente ) . Sin embargo , aunque no sean aislados los sistemas , si pueden considerarse como tal aquellos que están formados por el propio sistema y el entorno
( es decir , el resto del universo ) . Es decir , podemos decir que la entropía en el universo siempre aumenta , la culminación de esos procesos será la llegada al estado de equilibrio en el cúal la entropía es máxima para ese sistema . Pero en el proceso hasta llegar a ese estado de equilibrio , la entropía aumenta , es decir se da un proceso espontáneo ( un cambio ) que conduce a ese esado final más probable . Sabemos que el universo es puro cambio , ¿ Dejará el universo de cambiar algún día ? ¿ Llegará algún día al estado de equilibrio ? En un principio la suposición de que el universo llegará al estado de equilibrio algún día contradice el propio funcionamineto del universo
Dejo aquí la ecuación que relaciona la variación de la entropía (S2-S1 , entropía final menos la inicial ) con las formas de colocar la molécula :
S2-S1=k*ln(w/w0) , siendo w0 las formas de colocar la molécula correspondientes al ordenamineto inicial ( para una entropía S1) , y w las formas de colocar la molécula correspondientes al ordenamiento final ( para una entropía S2)
Un ejemplo particularmente interesante para entender que pasa con la entropía tanto a nivel molecular como macroscópico es aquel en el que hay 2 sistemas en contacto a temperaturas diferentes ( ya lo hemos visto antes pero resulta también útil aquí ) . Podemos considerar que estos 2 sistemas están a su vez aislados del exterior ( de esta forma sólo habrá intercambio energético entre las moléculas de los 2 sistemas en contacto ) . Pues bien , también aquí se produce un aumento de entropía en el conjunto que está aislado . No obstante , tenemos uno de los 2 sistemas que está a una temperatura baja , y por tanto la mayoría de las moléculas se agrupan en los niveles más bajos de energía , mientras que en el sistema en el cúal la temperatura es más elevada y por tanto hay más moléculas que en el otro caso , que estén en niveles más altos de energía . Lo que conseguimos aquí es aumentar las formas de colocar las moléculas a base de hacer que las moléculas del sistema que está a una temperatura más baja asciendan en sus nivel de energía , haciendo que en el conjunto produca un ocupamiento más grande de los niveles
energéticos . Es evidente que a la hora de medir la variación de entropía de un sistema no sólo cuenta la energía en forma de calor intercambiado entre los dos sistemas , pues el calor que recibe uno de los dos sitemas es el que le ha dado el otro , no hay más , con lo que en prinicipio el efecto del calor sobre la entropía debería anularse . ¿ Entonces que más cuenta a la hora de medir la entropía o la variación de entropía de un sistema ? Pues cuenta la temperatura , que es lo que diferencia a un sistema de otro . Veremos como se define la entropía en función del calor y del trabajo proximamente , analizando que ocurre en máquinas térmicas por ejemplo o simplemente utilizando el propio ejemplo anterior , que es realmente útil

La entropía . Parte 2 . Definición a partir de variables macroscópicas y espontaneidad de procesos
Está claro que , si como hemos visto antes , la entropía es una función de estado , entonces en un proceso circular , la variación de entropía es 0 , ya que estamos volviendo al mismo sitio de dónde partimos . La definición de entropía a partir de esta condición , teniendo en cuenta variables macroscópicas se puede hacer estudiando el funcionamiento de máquinas térmicas . Estas máquinas térmicas pueden presentar un calentador y un refrigerador para dar y recibir calor . Pongo aquí una gráfica del Ciclo de Carnot , que iré aclarando progresivamente :
[Tienes que estar registrado y conectado para ver este vínculo]
Inicialmente se produce una dilatación isótérmica , estando en contacto con el calentador . Para que se produzca el máximo trabajo y por tanto se obtenga el máximo rendimiento , hemos de ponerlo a la misma temperatura que dicho dispositivo , por las razones que hemos explicado antes . Si se utilizase el calor para ser conducido del calentador al sistema tratado , de tal forma que iguale las temperaturas entre los 2 sistemas citados , no realizaríamos un trabajo . Hay que aclarar que el calentador si proporciona calor , pero ese calor se traduce en trabajo . El calentador no cambia de temperatura al hacer esto
A partir de ahí , ponemos en contacto el sistema con el refrigerador , con lo que para obtener el máximo trabajo , habremos de disminuír la temperatura de tal forma que esta se iguale con la del refrigerador . Antes de eso habrá que aislar el sistema del calentador de tal modo que no se produzca intercambio de calor con este dispositivo
Estos 2 procesos son 2 dilataciones . Ahora bien , tendremos que hacer que el sistema vuelva a su estado inicial , es decir realizar sendas compresiones , aumentando la presión y disminuyendo el volumen . Primero se hará una compresión a la misma temperatura del refrigerador ( es decir sin ser aislado de este ) y luego aumentando la temperatura hasta ponerlo en contacto con el calentador

Podría alguno pensar que volviendo al estado inicial el trabajo de dilatación se anula con el de compresión , pero esto no pasa ¿ A qué se debe esto ? Pues se debe simplemente a que la temperatura del calentador y del refrigerador son diferentes . Analizaremos detenidamente esta cuestión mediante las ecuaciones oportunas .
El trabajo se produce por el cambio de volumen , eso ya lo sabemos de antes con lo que el trabajo procedente del calor durante la dilatación adiabática ( en la cúal todo el calor se traduce en trabajo , pues no puede ser liberado al exterior , ya que estamos hablando de sistemas aislados ) se define así
W=R*T0*ln(V1/V0) , siendo T0 la temperatura del calentador y siendo esta expresión equivalente al calor quitado del calentador . Esta ecuación podemos trasladarla a una compresión o dilatación cualquiera entre 2 volúmenes determinados que esta vez denoto como V1 y V0 y a temperatura constante
Al fin y al cabo , el trabajo útil en el proceso es la diferencia del calor quitado del calentador y el proporcionado al refrigerador . El calentador y el refrigerador están a 2 temperaturas diferentes siendo mayor la del calentador , y el trabajo es proporcional a la temperatura , con lo que a mayor diferencia de temperaturas mayor trabajo útil
Seguiremos posteriormente con esta cuestión ....

La entropía . Continuación de apartados anteriores
Sabemos que en un proceso cíclico la variación de entropía es 0 , siempre y cuándo el sistema esté en equilibrio y por tanto el proceso sea reversible . El rendimiento para un ciclo como el de Carnot depende del calor intercambiado con el refrigerador y con el calentador ( en un caso , en el del calentador evidentemente se recibe calor y en el del refrigerador se entrega ) :
Rendimiento = ( Q1-Q2)/Q1
Es decir cuánto mayor sea el calor entregado por el calentador al sistema con respecto al calor recibido por el refrigerador por parte del sistema mayor será el rendimiento . Además el rendimiento también se puede definir a partir de la diferencia de temperaturas entre el calentador y el refrigerador . Como hemos visto antes , cuánta mayor sea la relación entre calores intercambiados y temperaturas mayor será el rendimiento , y para obtener el máximo rendimiento el sistema tendrá que estar en equilibrio y por tanto el proceso deberá ser reversible . Por lo tanto si
(T1-T2)/T1= Rendimiento , siendo esto válido para procesos reversibles . A partir de ahí podemos sacar relaciones interesantes como esta :
(Q1/T1)+(Q2/T2)=0
Mientras que para procesos irreversibles , al ser el rendimiento menor pues :
(Q1/T1)+(Q2/T2)< 0
Podemos , en un proceso reversibles sumar los infinitos dq/T entre cualquier segmento del camino recorrido a través del proceso cíclico , el resultado como hemos visto ahora sería
dq/T=0 , esto para un proceso reversible , mientras que siendo el proceso irreversible :
dq/T< 0
La entropía se comporta como una función de estado que une 2 estados determinados ( valga la redundancia ) para procesos reversibles , siendo siempre el mismo en esa circunstancia , mientras que para procesos irreversibles la entropía es mayor que la relación dq/T , puesto que esta para un proceso cíclico va a ser que menor que 0
Podemos definir por tanto a la variación de entropía como :
dS= dQrev/T
Mientras que :
dS>dQirr/T
Podemos concluír que para cualquier tipo de proceso ( ya sea reversible o irreversible ) :
dS≥dQ/T
La suma de cantidades de dQ es una integral con lo que para un proceso cualquiera :
[Tienes que estar registrado y conectado para ver este vínculo]

Espero que esta explicación tan mecánica no les haya resultado muy aburrida . En cualquier caso me parece que a nivel filosófico es muy importante el concepto de entropía , por eso además de hablar de fisicoquímica me gustaría también pues iniciar un debate filosófica de algunas cosas que se derivan a partir del conocimiento de esta función de estado