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Química

Entropia

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 5/11/2018

Introdução

O sentido natural da mudança corresponde ao aumento da desordem de energia e de matéria. A desordem é medida pela quantidade termodinâmica denominada entropia.

As transformações naturais acontecem em um determinado sentido, e podem ser reversíveis ou não. Isto é, apesar de manter a conservação da energia total, à medida que o tempo passa, menor é a possibilidade de se obter energia útil em um sistema.

Os sistemas naturais tendem a evoluir para um estado de maior desordem. A entropia é uma forma de medir essa desordem, ou seja, quando a desordem de um sistema aumenta, a entropia também aumenta.


2ª Lei da Termodinâmica

A entropia está relacionada com a Segunda Lei da Termodinâmica, que afirma: “A entropia de um sistema isolado aumenta em uma mudança espontânea: ΔStotal > 0”.

Mudança Espontânea

Uma mudança espontânea é aquela que não exige trabalho para acontecer. Por exemplo, o resfriamento de um bloco de metal quente até alcançar a temperatura da vizinhança é um processo espontâneo.

O aquecimento desse mesmo bloco a uma temperatura superior à temperatura ambiente é um processo não-espontâneo, pois é necessário fornecer calor ao sistema para que isso ocorra. Mudanças espontâneas não são necessariamente rápidas.

Entropia e Desordem

Na termodinâmica, o sentido de “desordem” é bem mais amplo e rico do que o de “desarrumação”. A entropia (S) é uma medida da desordem de um sistema. Entropia baixa quer dizer pouca desordem e entropia alta quer dizer muita desordem. A entropia de um sistema isolado aumenta no decorrer de mudanças espontâneas.

De acordo com a Segunda Lei da Termodinâmica, a direção natural do universo é ir da ordem para a desordem, da menor para a maior entropia.

Para medir quantitativamente a entropia e predizer com precisão a desordem de um sistema onde ocorre uma transformação isotérmica, podemos relacionar a variação de entropia (ΔS) com a quantidade de calor (Q) que o sistema troca e a temperatura do sistema durante a transformação reversível, através da seguinte expressão:

$$ΔS= {Q \over T}.$$

O calor é medido em Joules (J) e a temperatura em Kelvin (K). Logo, a unidade de medida da variação de entropia é Joules por Kelvin (J/K).

A partir da fórmula acima, pode-se concluir que ΔS é diretamente proporcional a Q e que, para uma determinada transferência de energia, espera-se maior variação na desordem a baixas temperaturas. Em outras palavras, a energia que entra no sistema afeta mais visivelmente as moléculas de um sistema frio, que apresentam pouco movimento térmico.

A entropia é uma função de estado. Isso significa que a variação de entropia de um sistema independe do caminho entre os estados inicial e final. Isso permite que calculemos a variação de entropia entre dois estados ligados por um caminho irreversível utilizando o caminho reversível entre esses mesmos dois estados.

Terceira Lei da Termodinâmica

A Terceira Lei da Termodinâmica está relacionada com a entropia da seguinte forma: “Quando ocorrem mudanças em um sistema fechado, sua entropia nunca diminui. Ela pode aumentar para processos irreversíveis ou permanecer constante para processos reversíveis, ou seja, ΔS ≥ 0”.

Variação de Entropia

É esperado que o aquecimento de um sistema aumente a desordem térmica das moléculas, aumentando a entropia. Também se espera que tanto a desordem quanto a entropia do sistema aumentem quando uma determinada quantidade de matéria se expande ou quando se mistura duas ou mais substâncias.

Por outro lado, quando uma substância é comprimida, a uma temperatura constante, a entropia do sistema diminui, já que o processo, além de não ser espontâneo, causa a aproximação das moléculas da substância e isso diminui a desordem do sistema.

Em relação a mudanças de estado físico das substâncias, espera-se que a entropia aumente quando um sólido passa ao estado líquido, pois suas moléculas tornam-se mais afastadas e desordenadas. Da mesma forma, espera-se um aumento ainda maior da entropia quando o líquido passa ao estado gasoso, pois suas moléculas se afastam mais ainda e passam a apresentar um movimento caótico.


Exercícios

Exercício 1
(UECE/2009)

Imagine um sistema termicamente isolado, composto por cilindros conectados por uma válvula, inicialmente fechada. Um dos cilindros contêm um gás perfeito, mantido à pressão de 1 atm, e, no outro, tem-se vácuo. Abrindo-se a válvula:

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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