Entropia e passaggi di stato: termodinamica
Da un punto di vista qualitativo si può prevedere che un passaggio di stato è accompagnato da una variazione di entropia. Agli inizi del 1850, Rudolf Clausius espose il concetto di sistema termodinamico e postulò l’argomentazione secondo cui in ogni processo irreversibile una piccola quantità di energia termica δQ viene dissipata in modo incrementale attraverso i confini del sistema.
Ad esempio durante l’ebollizione avviene il passaggio di stato da liquido a vapore e poiché il disordine molecolare è maggiore deve verificarsi un aumento di entropia.
Analogamente si può prevedere una diminuzione di entropia quando avviene la solidificazione.
Si considerino le transizioni di fase dell’acqua che alla pressione atmosferica avvengono rispettivamente a 0°C e a 100°C.
Alla temperatura a cui avviene ogni transizione ogni passaggio di calore tra il sistema e l’ambiente è reversibile poiché le due fasi presenti nel sistema sono in equilibrio e pertanto un passaggio di stato è reversibile.
Variazione di entropia
Da un punto di vista termodinamico la variazione di entropia per un processo reversibile è definita come:
ΔS = Q/T
dove Q è il calore ceduto o acquistato dal sistema e T è la temperatura alla quale avviene il processo.
A pressione costante il calore è pari alla variazione di entalpia.
Q = ΔH
pertanto la variazione in un passaggio di stato è data da:
ΔS = ΔH/T
Ogni passaggio da uno stato più ordinato a uno meno ordinato come il passaggio solido-liquido, liquido-vapore e solido-vapore richiede energia ed è pertanto endotermico e quindi ΔH > 0.
Pertanto essendo la temperatura sempre positiva in quanto espressa in gradi kelvin anche la variazione di entropia è maggiore di zero.
Di contro ad ogni passaggio da uno stato più disordinato a uno più ordinato come il passaggio vapore-liquido, liquido-solido e vapore-solido c’è una cessione di energia ed è pertanto esotermico e quindi ΔH < 0 e quindi anche la variazione di entropia è minore di zero.
