Entropia

Lema:

Albert Einstein consideraba las leyes de la termodinámica como "leyes primordiales de todas las ciencias" y Sir Arthur Eddington dice de ellos: "el segundo principio de la termodinámica sostiene la supremacía de las leyes de la naturaleza ... Si su teoría es en contra de la segunda ley de la termodinámica, que le puede dar ninguna esperanza, no hay nada que hacer por esta nueva teoría que caer en la humillación abysal posible .... "
El mundo está lleno de falsos moralistas y los que plantan espantapájaros! Demasiado malo para los que van en una sola dirección, ya todo el rebaño va en la misma dirección!

Antecedentes y explicación actual
No existe una definición única para el concepto de entropía, pero aunque se propusieron diferentes deffinitons durante el tiempo, hay una OPINIÓN aceptado que todas estas definiciones son equivalentes entre sí. Por lo tanto, la entropía se puede definir como:
• Una medida de la probabilidad de obtener un resultado específico;
• Una medida del desorden de un sistema termodinámico;
• Una relación entre el calor y la temperatura absoluta del sistema.
No hay necesidad de insistir demasiado en estas definiciones, ya que están ampliamente descritos en cualquier libro de texto de física elemental.
Por supuesto, tener estas opciones para definir la entropía, la segunda ley de la termodinámica no tiene un formulario estándar. Sólo unos pocos de ellos se ejemplifican aquí, pero hay por lo menos 10 diferentes ,, expresiones "para esta ley.
La formulación propuesta por Kelvin: No proceso es posible en el que el único resultado es la absorción de calor desde un depósito y su conversión completa en el trabajo .;
La formulación propuesta por Clausius: "Heat nunca puede pasar de una más frío a un cuerpo más caliente sin algún otro cambio, relacionadas con la misma, que se producen al mismo tiempo .."
Clausius introdujo el concepto de entropía y dio otras formulaciones de la segunda ley sobre la base de este concepto como: la entropía de un sistema aislado nunca decrece
Se acepta que la segunda ley de la termodinámica es la ley más apoyado y más universal de la física; de acuerdo con esto, se puede concluir que todo Universo evoluciona en el tiempo hacia un trastorno mayor y mayor ....
Más que se acepta que la ley permite definir la noción de pasado y futuro, tanto en la física y en el universo real. Dado que la entropía de un sistema aislado aumenta con el tiempo, la medición de su valor en diferentes momentos, podemos dibujar un gráfico simple de cambio de la entropía y de esta manera podemos definir un eje de tiempo o una dirección del tiempo. ,, Time "se incrementará el grado de" desorden "de un sistema, y ​​en la correspondencia es biunívoca. Esta asimetría a nivel macroscópico puede proporcionar posibilidad empírica de diferenciar entre el pasado y el futuro de los acontecimientos y por lo tanto el tiempo termodinámica es una unidad anisotrópico. Para cualquier otra ley física, el tiempo es un tamaño isotrópica, es decir, las leyes físicas son invariables con respecto a la inversión del tiempo.
Más tarde, los investigadores han estudiado los efectos de la segunda ley de la termodinámica y reconoció "que esta ley es universalmente válida para una gama mucho más amplia de los procesos, no sólo física". Se considera que no existe una excepción a esta ley y todos los eventos, desde los más simples hasta los más complejos, todos los procesos en el universo obedecen esta ley. En consecuencia, los efectos de la ley se extendieron a los procesos químicos, biológicos, sociológicos, de información, etc.

¿Por qué el actual concepto de entropía está llena de tonterías ...

1. Entropía y procesos biológicos o químicos

Aunque la física postula que la entropía siempre aumenta o permanece constante para un sistema aislado, esto no es en absoluto respetado en la química. En la medida de los procesos biológicos se basan principalmente en procesos químicos y bioquímicos, la ley no se respeta en los sistemas biológicos también. No hay necesidad de introducir nuevos conceptos en la química actual para mostrar que la segunda ley de la termodinámica es descaradamente contradice con procesos químicos comunes. Una reacción química no siempre tiene lugar al aumentar la entropía del sistema.
Desde el comienzo de la química como una ciencia, los datos experimentales han demostrado que hay dos factores que afectan a la espontaneidad de un proceso químico:
• espontaneidad se ve favorecida cuando el proceso es exotérmica;
• espontaneidad se ve favorecida cuando aumenta, el grado de aleatoriedad ,, "del sistema.
Para describir matemáticamente la influencia de estos factores sobre la espontaneidad de procesos químicos en química física se introdujeron dos conceptos:
• entalpía de reacción que caracterizan la endo o exo termicidad de un proceso químico
• entropía que mide el grado de desorden del sistema.
Más tarde, Gibbs define una nueva cantidad llamada la energía libre de la reacción (G) se define como G = H-TS, donde h es la entalpía, T es la temperatura absoluta y S es la entropía. En química (y posterior en la biología), la energía libre de reacción se utiliza como un indicador de la espontaneidad de un proceso químico y no la entropía, como es requerido por el segundo principio de la termodinámica.
Matemáticamente se puede determinar (ficha 1) qué combinaciones de entalpía y entropía conduce a reacciones químicas espontáneas (en breve una G negativo significa un proceso químico espontáneo).

 Como se observa con facilidad, en la química actual, la espontaneidad y la evolución de un sistema químico está dada por la combinación de tres factores, porque la temperatura tiene que ser considerado como un factor independiente al lado de entalpía y entropía.

Cuando la entalpía y la entropía tienen diferentes signos (casos 1 y 4), operan en la misma manera y el proceso espontáneo no es dependiente de la temperatura. Cuando la entalpía y la entropía son del mismo signo (casos 2 y 3), su efecto es opuesto y por lo tanto el cambio de temperatura hará que un factor a ser dominante. En estos casos, la espontaneidad es dependiente de la temperatura. Para el caso 2, la reducción de la temperatura por debajo de un cierto límite, que la energía libre de la reacción a llegar a ser negativo y el proceso de ser espontáneo; lo contrario es válido para el caso 3, donde un aumento de la temperatura por encima de un cierto límite, hacen que el proceso sea espontánea.
Es más hilarante de la motivación de la introducción de los conceptos de potencial termodinámico (energía libre de reacción) en la ciencia en lugar de trabajar directamente con segundo principio termodyinamicii. Si la variación de entropía puede decir que los procesos son espontáneas, mientras que hacer la química necesitan estas potencial termodinámico? La conclusión lógica que cabe sacar es que, en este caso, la evolución de los sistemas químicos y biológicos no puede deducirse a partir del segundo principio de la termodinámica.
En consecuencia, sin la necesidad de nuevos conceptos, theoriticians deben limitar la generalidad de la segunda ley de la termodinámica sólo a los fenómenos físicos (¿cuáles?!) Y aceptar que para los sistemas químicos y biológicos, la entropía es sólo el factor de un conjunto de tres factores que afectar a su evolución.
En la nueva teoría, que se describirá en detalle en el libro, el concepto actual de la entropía es reconsiderada a su ,, valor verdadero ".

2. Orden, desorden y entropía

La definición de la entropía como una medida del desorden de un sistema físico se puede descartar fácilmente en un breve análisis de los conceptos de orden y el desorden.
En 1850, Rudolf Clausius introdujo el término "entropía" como una cantidad que aumentará debido al calor. Debido a que en ese momento (y hasta ahora), el calor generalmente se refiere al movimiento aleatorio de las partículas que constituyen un sistema, la entropía fue considerado como similar al grado de "desorden" que el sistema tiene. Es importante señalar que los estudios termodinámicos los fenómenos térmicos sin tener en cuenta la estructura atómico-molecular de los cuerpos. Es imposible estudiar el mecanismo de los fenómenos, por lo tanto, no utiliza las representaciones estructurales de los cuerpos materiales. Por supuesto el orden atómico está asociado con un patrón particular de disposición de los átomos dentro de una estructura específica, mientras que el trastorno está asociado con la ausencia de plantilla. Para ser más específicos, en el caso de estado sólido, la estructura cristalina se considera un estado ordenado, mientras que la estructura amorfa se considera una desordenada. Para líquidos y gases (ideales o reales) que no se puede aceptar la existencia de una estructura ordenada o desordenada ya que las partículas constituyentes de un líquido o gas están en constante movimiento.
Considere un material amorfo (vidrio, asfalto, etc.) Sometido a un proceso de enfriamiento desde una temperatura de T1 = 300 ° C hasta una temperatura de T2 = -100 ° C. A ambas temperaturas el material se presenta en una forma sólida, pero estamos interesados ​​en cómo el sistema de orden ,, aumenta o disminuye "entre las dos temperaturas. Supongamos por temperatura T1 tenemos un S1 corresponsal de la entropía del sistema y del mismo modo la entropía del sistema a la temperatura T2 es S2. De acuerdo con la tercera ley de la termodinámica, que establece que la reducción de la temperatura disminuye la entropía, debemos tener S2 <S1.
Pero es esta disminución de la entropía refleja el fin del sistema aumentando?
La pregunta es retórica y la respuesta puede dar incluso un novato en la física. Bajar la temperatura no aumenta el grado de orden del sistema, es decir, un material amorfo no se puede transformar en un cristal. Los estudios de difracción de rayos X y de electrones temperatura puede confirmar que el cambio de la temperatura no conduce a cambios en la disposición de los átomos en la red, por lo que no cambia el grado de orden o trastorno. Con la disminución de los cambios de temperatura, de hecho sólo hay una limitación para el movimiento de estos átomos alrededor de la posición de equilibrio.
Consideremos otro experimento, a menudo utilizado en la argumentación de la irreversibilidad de los fenómenos físicos y aumento de entropía. Un balón golpea una placa y dependiendo de la naturaleza de la colisión una energía cinética más pequeño o más grande balón se transforma en calor. Si la colisión es casi elástica, sólo una pequeña fracción de la bola de energía se transforma en calor. Si la colisión es la bola y / o superficie de plástico se deforman y cerca de toda la energía cinética de la pelota se convierte en calor. En ambos casos, los teóricos actuales justifican la entropía del sistema aumenta (menos obvias para colisión elástica), porque la cantidad de calor liberado durante el impacto corresponde a un aumento en la entropía del sistema.
Pero este crecimiento ,, "de la entropía del sistema corresponde a un aumento de la desorganización del sistema?
En el choque casi elástica, la cantidad de calor liberado se disipa sin previo aviso cambios macroscópicos de órganos estudiados. A nivel atómico, usando rayos X y difracción de electrones se puede verificar que no hay cambio en la estructura original (cristalino o amorfo) de los materiales constituyentes.
Incluso en caso de colisión de plástico, donde se transforma la cantidad total de energía cinética en calor, no hay cambio en el estado de la orden o el desorden a nivel microscópico (excluyendo el caso cuando la cantidad de calor generado es tan grande que el material se funde o se produce una vaporización!). Theorticians actuales afirman que durante estos enfrentamientos, el sistema cambia de un estado con una baja probabilidad a un estado con alta probabilidad, y como consecuencia de este cambio dará lugar a movimiento caótico de material de partículas: pero esto es assumtion fabulación puro. Por supuesto, en caso de una colision plástico, hay un cambio en la forma de la bola y / o superficie, pero estos son efectos secundarios que no afectan orden y el desorden; estos cambios afectan sólo el valor de la utilidad de algunos bienes para su posterior uso práctico.
Por lo tanto, la teoría propuesta afirma que no hay conexión entre el concepto de entropía y el orden a escala microscópica o macroscópica. Ampliando las leyes de la termodinámica a la conducta humana, donde el orden y el desorden son más que conceptos subjetivos, es un error imperdonable de la física moderna y este error hay que evitar en el futuro.

3. ¿Por qué la entropía no puede ser definido como una probabilidad o en forma de calor dividido por la temperatura absoluta, ya sea

Experimento no. 1. La entropía de una mezcla de gases ideales
Consideremos dos recipientes llenos con volúmenes iguales de gases nobles conectados por un tubo estrecho, como se muestra en la Fig. 1. Un recipiente se llena con helio y otra con xenón. Temperatura de ambos globos es de 25 ° C y la presión del gas es de 0,5 atm dentro y en equilibrio con la temperatura circundante. Bajo estas condiciones, ambos gases tienen un comportamiento similar al de un gas ideal.

Figura 1 Entropía cambio en la mezcla de gases.

Cuando la válvula que conecta los dos compartimentos se pone en la posición abierta, globos gases se mezclan de forma espontánea y los parámetros del sistema se mantienen constantes (presión, temperatura, número total de moles de Él o Xe en volumen entero).
Se acepta que el cambio de entropía (un aumento de entropía en este caso) es la fuerza motriz que genera la redistribución de los átomos de He y Ar entre los dos globos, hasta que alcanza un estado de máxima distribución (dispersión) como se muestra en la figura . 1.

¿Por qué la explicación actual es que un monumento de lo absurdo ...?
 Teoría cinética molecular supone que un partículas del gas ideal se someten a choques elásticos entre sí o con las paredes del recipiente; pero usted no encontrará en cualquier libro de física o incluso en los tratados avanzados, lo que se producen cuando dos gases con diferentes pesos moleculares se mezcla a la misma temperatura.
Vamos a ver qué conclusiones se deducen cuando un volumen de helio (peso molecular M_He = 4) se mezcla con un volumen de Xe (peso molecular M_XE = 131). Para simplificar considerar V_HE = V_XE = 1 m3 y la temperatura del sistema T = 298K. Desde el punto de vista experimental, después de abrir la válvula, los gases se mezclan sin absorber o liberar calor, y la temperatura del sistema sigue siendo el mismo. Pero son estos hechos experimentales de acuerdo con la teoría cinética molecular?
Consideramos que la temperatura de un gas es una medida de la energía cinética de las moléculas y la energía cinética depende del cuadrado de la velocidad de la molécula.
A temperatura T = 298 K, los átomos de helio, respectivamente átomos de Xe mueve en significativamente diferentes velocidades medias. Estos se pueden calcular con la fórmula: , donde R es la constante universal de los gases, T es la temperatura y M es el peso molecular.

Porque He tenemos: ;   ; Para Xe tenemos 

Como se puede ver que hay una diferencia importante entre las velocidades de los átomos de helio y los átomos de Xe a la misma temperatura.
Cuando la válvula está abierta y los gases empiezan a mezclar, e incluso después de llegar al equilibrio, habrá colisiones entre los átomos de helio y xenón, y las colisiones de los átomos individuales de xenón o de helio con paredes del recipiente.
Como resultado de las colisiones entre los átomos y las paredes, las velocidades de xenón o helio permanece constante (pared puede ser considerada masa infinita por comparación con la masa de átomos).
Sin embargo, los átomos de helio pueden chocar con los átomos de xenón dentro del contenedor. Teoría cinética molecular nos da una unidad específica que estima la distancia a través de tal átomo antes de la colisión se produce y se puede demostrar que tenemos una alta frecuencia de tales colisiones.
Para simplificar la situación, consideramos sólo las colisiones frontales entre los átomos de He y Xe; en caso de colisiones reales que pueden tener lugar bajo cualquier ángulo de incidencia, la situación es más difícil de tratar matemáticamente, pero las conclusiones son las mismas.
Observando con velocidades U1 y U2 antes de la colisión y v1 y v2 sus velocidades después del choque, y considerando que m1 y m2 son las mases de las entidades participantes en la colisión, podemos aplicar la ley de conservación del momento y la energía, con el fin para calcular las velocidades finales.
; 
La solución de este sistema de ecuaciones con respecto a los rendimientos de V1 y V2:
;    
En nuestro caso tener u1 = 1363 m / s y u2 = -238 m / s, m1 = m2 = 4 y 131, se llega a la final:

 und 
Por supuesto signo menos significa un cambio de velocidad de dirección átomo de helio vector respecto a la dirección inicial considerado positivo.
Como puede verse, la velocidad de los átomos implicados en la colisión cambios elásticas y esto dará lugar a la existencia de dos temperaturas diferentes, y ambos serán diferentes de la expermental.
La temperatura dada por los átomos de helio debe ser: ,  , y otra dada por xenón: 

Estos resultados son más desastrosa que la teoría cinética molecular. Cuando la mezcla de los dos gases ideales, la energía de las partículas debe cambiar en función de toda una serie de factores tales como pesos moleculares de las moléculas implicadas en la colisión, el ángulo de colisión, etc. Bajo estas condiciones, la temperatura concepto teórico actual se convierte en sentido , y por supuesto toda la termodinámica en la ausencia de este concepto es una tontería.
No sólo el concepto de temperatura, pero el concepto de difusión de gas es incompatible con los datos experimentales también.
Supongamos que el tubo de conexión de los dos contenedores tiene una longitud de al menos 2 m, y la válvula se fija en el medio de la tube.When la válvula es opne, los átomos de helio tenderán a moverse hacia el tanque de xenón y átomos de xenón tenderán a moverse en el tanque de helio. Sin embargo, como resultado de colisiones entre estas especies, los átomos de helio se devuelven a la misma tanque con una temperatura más alta, mientras que los átomos de xenón son capaces de penetrar a lo largo del tubo de conexión al depósito de helio. Por lo tanto, una difusión de gas de alto peso molecular en el gas de bajo peso molecular tiene que ser respetado. Este assumtion está en claro conflicto con la ley de difusión ..... Por supuesto, además de contradecir la ley de difusión, el modelo actual conduce a importantes efectos térmicos que nunca han sido observados experimentalmente. Es imposible cuando la mezcla de dos gases, tanto a temperatura ambiente para llegar a diferentes temperaturas .... uno para aumentar su temperatura a aproximadamente 215 ° C, y el otro para disminuirlo hasta aproximadamente -165 ° C ......
 En la teoría propuesta, como se ha dicho, toda la teoría cinética molecular de los gases se considera absurdo y se retira de la ciencia. Además, el concepto de entropía como se define en la actualidad se considera tan absurda como la teoría cinética.

Hacia el final, pero igual de importante, es necesario comparar entre ellos, las dos definiciones de entropía basan en el concepto de probabilidad y el calor.
Se reconoce que la entropía caracterizan a cada estado de un sistema termodinámico y está estrechamente relacionado con la probabilidad termodinámica (también llamado peso estadístico) de estado correspondiente. La relación entre la entropía y la probabilidad termodinámica de un estado que el estado fue establecido por Boltzmann: S = k LNW donde k es una constante de proporcionalidad llamada constante y W probabilidad termodinámica Boltzmann del Estado respectivo
Por otro lado, la entropía como una función del segundo principio de la termodinámica, a un proceso reversible infinitesimal se puede escribir como: y para los procesos irreversibles:

Un gas consta de moléculas individuales que tienen débiles fuerzas de atracción entre ellos. Pero para el asunto que está en forma líquida, y en especial el estado sólido, las fuerzas de atracción entre las partículas son lo suficientemente fuertes. Esto hace imposible una distribución probabilística de partículas para tales sistemas. Por ejemplo, cuando un sólido se forma como resultado de una reacción química, partículas constituyentes ist no son libres de moverse al azar y tener una ordenación aleatoria. Hay un cierto patrón de disposición de los átomos en un sólido. El ejemplo más simple sería la formación de cloruro de amonio sólido, cuando reacciona el cloruro de ácido y gas amoniaco. Para el ácido clorhídrico y amoníaco en estado gaseoso, es aceptable que estas moléculas pueden tener una distribución aleatoria y podemos describir su comportamiento basado en leyes estadísticas. Sin embargo, una vez que se forma cloruro de amonio ningún átomo de este complejo tiene libertad de movimiento y que es parte de una estructura llamada un cristal macroscópico. Ni el cloruro de amonio molécula como un todo, ya no es libre para moverse dentro del cristal o redistribuir estadísticamente. Por lo tanto, el concepto de entropía como un peso estadístico de sólidos y líquidos es más que una tontería.
Igualmente absurdo son las interpretaciones actuales de disolución o de otros fenómenos físico-químicos considerados para ser conducido por un estado de máxima probabilidad (aumento de la entropía).
Si tomamos unos granos de sal (NaCl) en un vaso de agua, se observa que la sal se disuelve después de un cierto período de tiempo, incluso en ausencia de agitación. Se reconoce que la disolución se produce porque la entropía del sistema se incrementa cuando la sal se disocia en iones y formar una solución. Pero esta interpretación no da ninguna indicación sobre lo que sucede a la entropía cuando se añade sal a una cantidad mayor de manera que excedan el límite de solubilidad del cloruro de sodio (36 g por 100 ml de agua a 25 ° C). Si añadimos 40 g de sal por 100 ml de agua (25 ° C) tenga en cuenta que sólo alrededor de 36 g de la sal se disuelve y el resto de 4 gramos sigue siendo tan sólida con o sin agitación matraz.
¿Cómo interpretar este hecho simple?
Una interpretación de sentido común "deben admitir que no es un factor limitante que impide la entropía crece continuamente. En el caso presentado, la solubilidad es un factor más profundo y más importante que la entropía, y no podemos hablar de entropía, sin tener en cuenta la solubilidad.
Por supuesto que puede ser otro sencillo experimento para demostrar que la solubilidad es más importante que la tendencia postulado por principio II de la termodinámica.
Es bien conocido que el agua y el aceite (comestible) no se mezclan debido a su baja solubilidad mutua. Sin embargo, si una mezcla -agua aceite se somete a un proceso de agitación vigorosa, se forma una dispersión de aceite en agua y esta se puede mantener mientras se mantiene la agitación. Este estado de dispersión tiene un estado mucho más alto de trastorno en comparación con el estado inicial cuando había dos líquidos inmiscibles separados basados ​​en la densidad. Sin embargo, tan pronto como se detiene la agitación, el sistema vuelve al estado inicial, y tenemos dos capas inmiscibles separados por la diferencia de densidad. Parece ser que la ley de la solubilidad es más importante que el aumento de entropía nuesto segundo principio de la termodinámica, ya que el sistem revierte a su estado inicial, incluso en la entropía estado final de los descensos del sistema.