Diciembre-2024
J. Salas
TEORÍA DE LA PANTERMODINÁMICA
“El desequilibrio relativo, P2
> P1, entropía negativa, también
se puede crear al transformar el trabajo en energía
potencial”
-∆S = R·ln(P1/P2)+ΔEp/T, P2 > P1, +ΔEp/T≠ΔS
En un conjunto
de partículas sometidas a la acción de un campo de fuerza se pueden diferenciar
dos subsistemas:
a)
El
subsistema termodinámico,
determinado, entre otros, por los parámetros de: la presión, el volumen y la
temperatura.
b)
El
subsistema potencial, determinado
por: su energía potencial.
El desequilibrio relativo, P2>P1, entropía
negativa, -ΔS=R∙ln(P1/P2),
es la diferencia del valor que toman determinados parámetros de un subsistema
al evolucionar entre dos estados. Los más comunes son: la diferencia de,
presión, temperatura, etc.
La TERMODINÁMICA se rige, entre
otras, por su segunda ley. Una de
las afirmaciones fundamentales de dicha ley es la siguiente:
En
los procesos termodinámicos clásicos la entropía siempre aumenta o permanece constante, pero nunca disminuye.
No obstante, la
realidad confirma que existen determinados subsistemas potenciales
en los que, a un incremento de su energía potencial se
crea un desequilibrio relativo, entropía negativa, -∆S.
Si a estos subsistemas se le pudiera aplicar la definición utilizada en
termodinámica estadística para la temperatura, llegaríamos a la conclusión de
que están a temperatura negativa.
Pero en estos procesos el volumen
ocupado por las partículas al evolucionar desde un nivel
inferior, hasta otro nivel superior más poblado no es
constante, hay más partículas por unidad de volumen en el nivel
superior. En este caso la ecuación anterior no sería aplicable y el concepto de temperatura negativa no tendría fundamento.
Por lo tanto, solo queda admitir que:
En determinados subsistemas potenciales se crea entropía negativa, -∆S, al
incrementarse su energía potencial.
Un subsistema potencial puede ceder espontáneamente energía al
subsistema termodinámico asociado, entre otras formas, como
calor, al evolucionar desde un nivel superior, hasta otro nivel
inferior, sin importar para ello el
valor que tenga la temperatura del
subsistema termodinámico. Si en este caso se pudiera aplicar el
criterio de que el calor siempre fluye espontáneamente desde
una temperatura más alta, hasta otra más baja, llegaríamos a la paradójica
conclusión de que los subsistemas potenciales están más calientes que cualquier
temperatura, incluso el infinito. Otra sorprendente consecuencia es que, si
la temperatura del subsistema termodinámico en el nivel superior es menor que
la del nivel inferior, al evolucionar espontáneamente el subsistema potencial
asociado desde el nivel superior, hasta
el nivel inferior, al ceder este su energía en forma de calor, el calor fluye espontáneamente desde el foco frío al foco
caliente.
Para que las partículas puedan evolucionar en
un subsistema
potencial, desde un nivel inferior, hasta otro nivel superior más
poblado, que hay más partículas por unidad de volumen, v1 > v2,
es
necesario un determinado trabajo, por ejemplo: una determinada energía
cinética, la cual se transforma en la energía potencial, ∆Ep, y no en el
calor, Q. Por lo tanto, en
este proceso, no se crea entropía positiva, Q/T, sino ∆Ep/T.
Q/T,
representa a la entropía, el trabajo degradado de forma irreversible
en el calor Q a la temperatura T, el cual
no se puede transformar de nuevo
directamente en trabajo, sin
embargo, ∆Ep/T,
representa al trabajo transformado en un
incremento de la energía potencial del subsistema a la temperatura T.
Este incremento de la energía potencial del subsistema sí se puede transformar de nuevo
directamente en trabajo, por lo tanto, ∆Ep/T, no es
equivalente a un incremento de entropía, no tiene su cualidad.
∆Ep/T
≠ ∆S.
La ecuación que expresa el incremento de
entropía que sufre un mol de un gas en un subsistema termodinámico clásico, al
evolucionar a la temperatura constante T, desde el volumen inicial V1, hasta el volumen final V2, es
la siguiente:
Como R = k·NA, se tiene que, el
incremento de entropía que sufre una molécula es:
Siendo v1
y v2,
respectivamente, el volumen medio inicial y final ocupado por una molécula y Q
sería el calor absorbido o cedido por dicha molécula. En los procesos
termodinámicos clásicos si el valor del calor absorbido -Q
vale 0,
el proceso es irreversible.
Al aplicar la ecuación anterior a las
partículas que evolucionan en un subsistema potencial, desde un nivel inferior,
hasta otro nivel superior más poblado, v1 >
v2, tenemos que, como el trabajo empleado no se
transforma en el calor +Q, sino en la energía potencial +∆Ep,
se tiene que:
El
incremento neto de la entropía de la partícula es negativo:
La TERMODINÁMICA, en los procesos termodinámicos
clásicos, solo admite que se cree un desequilibrio relativo, entropía negativa, si cumplen la
siguiente condición:
El trabajo
empleado en crear entropía negativa siempre
se debe de transformar íntegramente en calor.
Lo anterior
implica la creación simultánea de su equivalente
de entropía positiva, Q/T, por consiguiente, en los procesos
termodinámicos clásicos, como máximo, la entropía negativa
creada es igual a la entropía positiva creada, siendo el balance neto
de la entropía nulo. La entropía permanece constante y estos procesos son reversibles.
La PANTERMODINÁMICA, básicamente, lo que constata es que existe otra
forma de crear un desequilibro relativo, entropía
negativa:
En determinados subsistemas
potenciales se
crea netamente entropía negativa al
transformar el trabajo empleado en obtenerla en energía potencial, +∆Ep, y no en calor, +Q.
En estos casos la segunda
ley de la termodinámica no se cumple .
CONCLUSIÓN:
a) La TERMODINAMICA dice: El trabajo, W, empleado en crear entropía negativa, desequilibrio relativo, P2
> P1, siempre se debe de transformar íntegramente en calor.
W = Q = T·R·ln(P2/P1),
P2 > P1
∆S
= R·ln(P1/P2) + Q/T = 0, P2 > P1
R·ln(P1/P2)
= -∆S
, +Q/T= +∆S
b) La PANTERMODINÁMICA
constata: En determinados subsistemas potenciales se crea netamente entropía negativa, desequilibrio relativo, P2 > P1, al transformar
el trabajo empleado, W, en energía potencial.
W = ∆Ep = T·R·ln(P2/P1),
P2 > P1
-∆S= R·ln(P1/P2)
+ ∆Ep /T
, P2 > P1
R·ln(P1/P2)
= -∆S , +∆Ep /T≠
+∆S
¿QUÉ ES LA
ENTROPÍA?
Genéricamente,
la entropía
la podemos definir como la incapacidad
que adquiere un subsistema para volver por sí mismo al estado anterior al
evolucionar entre dos estados. Su valor tiene la cualidad de indicar
el grado de irreversibilidad de un determinado proceso.
a)
Un proceso es irreversible si en el mismo no se genera
el desequilibrio relativo, o el trabajo, que son necesarios para volver al
estado anterior.
b)
Si en un proceso
el desequilibrio relativo creado, o el trabajo producido, son iguales a los
necesarios para volver al estado anterior, el proceso es reversible.
En los procesos irreversibles
se
crea más entropía positiva que entropía negativa, la entropía crece. En los procesos reversibles se crea igual cantidad de entropía
positiva que entropía
negativa, la entropía permanece
constante.
La
termodinámica define a la entropía S, entre otras formas, como
el cociente entre dos energías, el calor Q
transferido en un foco y la temperatura T a la que está dicho foco, por lo
tanto, es una magnitud adimensional que representa, en este caso, al
trabajo degradado de forma
irreversible en el calor Q, a las temperatura T,
el cual no se puede transformar de nuevo directamente en trabajo.
También se puede decir que:
La transformación irreversible del trabajo en calor crea entropía
positiva.
La
transformación íntegra del calor absorbido, –Q
, en trabajo a la temperatura constante T,
tiene la cualidad de entropía
negativa.
En un proceso isotérmico reversible
el calor ±Q, absorbido o cedido, por la masa de un mol al evolucionar en un
foco a la temperatura T, desde un volumen inicial V1,
hasta otro volumen final V2, queda determinado por
las siguientes ecuaciones:
Si en la
anterior ecuación, en el proceso de expansión
del gas, P1 > P2, V2 > V1,
el valor del calor absorbido -Q vale
-0, -Q/T = -0, significa que: no se ha
transformado ningún calor en trabajo en esta evolución. Se
ha perdido irreversiblemente el desequilibrio relativo que tenía el subsistema termodinámico, P1 > P2,
el cual le dotaba de la capacidad de
poder transformar el calor
Q,
en el trabajo W, al evolucionar reversiblemente a la
temperatura constante T,
desde el volumen inicial V1, hasta el volumen
final
V2, V2 > V1. Por lo tanto, este
proceso es irreversible y solo se crea entropía positiva:
∆S = R· ln (V2/V1) -Q/T, V2 > V1
, -Q/T = -0
Lo anterior nos lleva a otra de las definiciones de la
entropía:
La entropía, en
particular, es la pérdida irreversible del
desequilibrio relativo que tenía un subsistema, el cual le dotaba de la capacidad de transformar el calor en trabajo al
evolucionar reversiblemente entre dos estados.
Otra forma más simple es:
La pérdida irreversible del desequilibrio relativo, entropía negativa, crea entropía positiva.
La diferencia del valor de
determinados parámetros de un subsistema entre dos estados es el desequilibrio relativo. Esta diferencia
determina la capacidad que tiene el
subsistema para transformar el calor
en trabajo al evolucionar reversiblemente. Los desequilibrios relativos más
comunes son: la diferencia de presión, la
diferencia de temperatura,
etc. En los procesos adiabáticos la variación del desequilibrio relativo es
simultáneamente de presión y temperatura.
Admitir que un
incremento de la entropía equivale a un incremento del desorden,
nos lleva a la paradójica conclusión de que, alcanzar el estado de equilibrio
de forma reversible no incrementa el
desorden, la entropía permanece constante, sin embargo, el estado final
es el mismo que si se llega de forma irreversible, lo que sí incrementa la entropía.
Un subsistema ordenado no tiene que tener necesariamente un desequilibrio relativo, y un subsistema
con desequilibrio relativo no implica que esté ordenado. La molécula de ADN está sumamente ordenada pero no tiene un desequilibrio relativo, entropía negativa.
El universo en su origen estaba muy desordenado pero tenía un gran
desequilibrio relativo, entropía
negativa. La pérdida del orden de un subsistema si no genera el
desequilibrio relativo, o el trabajo, que son necesarios para volver al estado
anterior es irreversible y crea entropía positiva.
Podemos decir que:
La
pérdida irreversible del orden crea entropía
positiva.
En los
procesos irreversibles con desequilibrio
relativo, el estado de equilibrio queda determinado por la probabilidad
termodinámica Ω.
∆S = k· ln Ω
Alcanzar el estado de equilibrio de forma reversible no incrementa la entropía.
∆S = k·
ln Ω
–Q/T = 0
Las causas
principales que crean entropía en un subsistema son:
a)
A temperatura
constante: la evolución irreversible del desequilibrio
relativo de la presión, ∆S
= R· ln (P1/P2), P1 > P2.
b)
A volumen
constante: la evolución irreversible del desequilibrio relativo de la temperatura,
∆S =Q(1/Tf - 1/Tc), Tc > Tf.
c)
Genéricamente: en
cualquier proceso en el que el desequilibrio relativo evolucione
irreversiblemente, ∆S = k· ln Ω.
En resumen:
En cualquier
proceso, en el que no se genere la entropía negativa, desequilibrio relativo, o el trabajo,
que son necesarios para volver al estado anterior es irreversible y crea netamente entropía
positiva.
La entropía positiva neta, ∆S > 0, simplemente indica
que un proceso es irreversible.
∆S = k· ln Ω± Q/T > 0
¿QUÉ ES LA
ENTROPÍA NEGATIVA?
La
termodinámica afirma rotundamente que es muy improbable, imposible,
que: sin la ayuda de un trabajo auxiliar, un
subsistema termodinámico clásico evolucione desde un volumen inicial,
hasta otro volumen final menor, o que el calor fluya desde un foco frío hasta
otro foco más caliente. En ambos casos se crea un desequilibrio
relativo, la entropía decrece, o lo que es lo mismo, se crea entropía negativa.
Una de
las formas de definir la entropía
negativa es la siguiente:
La entropía
negativa es el
desequilibrio relativo que tiene un
subsistema, el cual le dota de la capacidad
de transformar el calor en trabajo al evolucionar reversiblemente entre dos
estados.
Q = W = -T(-ΔS)
= ENERGÍA LIBRE
Para que un
subsistema pueda adquirir un desequilibrio
relativo, entropía negativa, es necesario un determinado trabajo.
Ejemplo: la reducción del volumen de un subsistema termodinámico,
gracias a un trabajo, desde un valor
inicial V1, hasta otro valor final menor V2.
La reducción
del volumen crea un desequilibrio relativo, mayor
presión, que otorga al subsistema termodinámico la capacidad de poder transformar el calor Q,
en el trabajo W, a la temperatura
constante T, al evolucionar su
volumen de forma reversible desde un valor inicial menor V2, hasta otro
volumen final mayor V1.
La gran
diferencia entre la entropía negativa y la entropía positiva
radica en lo siguiente:
a)
El valor de la entropía positiva indica el grado
de irreversibilidad de un determinado proceso. La creación de entropía positiva, en
la mayoría de los casos, es espontánea,
no se requiere trabajo alguno para
crearla. Cómo ocurre en el transporte irreversible del calor
desde un cuerpo caliente a otro más frío, o la expansión irreversible de un gas
desde un recinto a otro de presión menor. Existe una tendencia natural al estado de equilibrio. Si el equilibrio se
consigue de forma irreversible se crea netamente entropía positiva.
b)
La entropía negativa indica el
valor del desequilibrio relativo
que tiene un subsistema. Para crear entropía
negativa es necesario un
determinado trabajo. En los subsistemas termodinámicos clásicos el trabajo empleado
para crearla siempre se
debe de transformar en calor. No obstante, existen subsistemas potenciales
en los cuales, en condiciones especiales, el trabajo necesario para crear entropía negativa se transforma en energía potencial. La
pérdida irreversible de la entropía
negativa crea entropía positiva.
¿QUÉ ES LA
COMPRESIÓN POTENCIAL?
La compresión
potencial es el paradigma por excelencia para demostrar que cuando un subsistema
potencial evoluciona, en determinadas condiciones, desde
un nivel inferior n1, hasta otro nivel superior n2 más
poblado, que hay más partículas por unidad de volumen, el volumen
ocupado por cada una de las partículas que forma el subsistema termodinámico
asociado sufre una reducción, v2 < v1, es decir: su entropía
disminuye, -ΔS=k∙ln(v2/v1), S2 <
S1. Lo más importante en este proceso es que, el
trabajo necesario para realizar dicha evolución a temperatura constante no se transforma en calor +Q y se disipa creando entropía positiva, +Q/T, sino que se transforma en energía potencial, +∆Ep, la cual se puede recuperar, en determinadas condiciones,
íntegramente de nuevo como trabajo en la evolución de bajada, +∆Ep
/T≠ +∆S.
Un ejemplo a escala
atómica y molecular lo tenemos en la inversión de población del láser. A escala
macroscópica tenemos como ejemplo la compresión potencial del difusor potencial.
S2 <
S1
¿QUÉ ES LA
EVOLUCIÓN DE BAJADA ISOENTRÓPICA?
Cuando un subsistema
potencial evoluciona desde un nivel superior, con densidad de población 1/v2,
hasta otro nivel inferior con densidad de población 1/v1,
permaneciendo constante en el subsistema termodinámico asociado, la temperatura
y la densidad de población 1/v1 =1/ v2, la
entropía de dicho subsistema también permanece constante: evolución
isoentrópica.
Un símil a escala atómica y molecular lo tenemos en la
emisión estimulada del láser. A escala macroscópica tenemos como ejemplo la bajada
isoentrópica de la tobera potencial.
S2 = S3
CREACIÓN DE ENTROPÍA NEGATIVA NETA
(ENN)
MEDIANTE EL
CICLO DEL SUBSISTEMA POTENCIAL
Hay
subsistemas potenciales en los que, el trabajo empleado en la
evolución de subida se transforma en energía potencial, +∆Ep, al mismo tiempo que su
entropía disminuye, V2 <V1, se comprime el subsistema.
Lo más importante en estos casos es que, la
energía potencial, -∆Ep, que recupera el subsistema, en la evolución de bajada a entropía constante, es igual a la que absorbe el subsistema
en condiciones especiales en la evolución de subida. Por lo tanto, al final del ciclo ideal, el subsistema adquiere una entropía negativa neta, (ENN), sin gasto
neto de trabajo.
La ENN ideal, -∆Sn, se puede definir de
la siguiente manera:
Es el
desequilibrio relativo que adquiere el subsistema termodinámico asociado al
subsistema potencial, al final de un ciclo ideal, sin gasto neto de trabajo.
La ENN ideal es equivalente a:
comprimir un gas sin gasto neto de trabajo.
Los procesos creadores o generadores de ENN son imposibles en los subsistemas
termodinámicos clásicos, 2ª ley de la termodinámica. La
termodinámica afirma que, para comprimir un gas, hacer que las moléculas ocupen
un volumen menor, es necesario un determinado trabajo, el cual necesariamente
se debe de transformar íntegramente en calor. También afirma que, para
transferir el calor desde un foco frío, hasta otro foco más caliente, es
necesario un determinado trabajo el cual se debe de transformar íntegramente en calor.
No obstante, la realidad confirma que
existen subsistemas potenciales en los que, el trabajo necesario para
crear un desequilibrio relativo, entropía
negativa, no se transforma en calor.
El CICLO-I (CI)
El ciclo del subsistema
potencial en el campo gravitatorio tiene muchas limitaciones y
dificultades para su realización práctica, para subsanarlas ha surgido el CICLO-I que cumple con los mismos objetivos.
Las diferencias principales son:
a)
El campo de
fuerza puede ser miles de veces más intenso que el campo gravitatorio.
b)
El tamaño es
relativamente muy pequeño para igual potencia.
c)
Los fundamentos
de los equivalentes del difusor potencial
y la tobera
potencial son diferentes.
d)
Su diseño es más
simple.
La sinopsis
breve del CICLO-I es casi una repetición de lo ya dicho:
Mediante
un trabajo se bombea un gas en un campo de fuerza desde un nivel
inferior n1, hasta otro nivel superior n2,
transformando el trabajo empleado en energía potencial, ∆Ep, y no en el calor Q, con el matiz importantísimo de que: el gas en este proceso se comprime a temperatura
constante, V2 < V1, P2 > P1, de una forma equivalente a cómo ocurre en el difusor potencial.
Una vez que el
gas está comprimido en el nivel superior, desciende a presión y temperatura casi constante
al nivel inferior, cediendo como trabajo la energía potencial que había
adquirido en la evolución de subida. Por lo tanto, el trabajo neto necesario para
realizar el ciclo ideal y crear un desequilibrio
relativo, P2>P1, es casi nulo. La presión final P2 es
mayor que la inicial P1.
El CICLO-I es un compresor de consumo neto casi nulo:
el trabajo necesario para comprimir el gas, +∆Ep , se vuelve a recuperar de nuevo como trabajo, -∆Ep.
El gas
comprimido obtenido en el C-I,
casi sin
gasto neto de trabajo, permite transformar el
calor Q, en el trabajo W, a la temperatura constante T, al
evoluciona reversiblemente desde la presión inicial Pi, hasta la
presión final Pf, Pi > Pf.
Q = W
= T· R·ln(Pi/Pf)) = ENERGIA LIBRE NETA = Fuente inagotable de energía útil.