quarta-feira, 28 de fevereiro de 2007

ENTROPIA E EVOLUÇÃO: A CONFUSÃO





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Em virtude da confusão que paira a respeito das leis da termodinâmica, senti-me na obrigação de ao menos tentar elucidar alguns pontos, a fim de que estes conceitos sejam compreendidos de modo claro.




1- INTRODUÇÃO:


Ao se proceder a análise de uma situação física, primeiramente, foca-se a atenção sobre uma porção de matéria separada do meio a qual denomina-se sistema.

Aquilo que não pertencer ao sistema, denomina-se vizinhança.

A fim de se descrever o comportamento do sistemas, há que se escolherem adequadamente grandezas observáveis as quais, por serem mensuráveis em processos de laboratório denominam-se grandezas macroscópicas.

Em processos onde ocorre a troca de calor, as leis que relacionam as grandezas macroscópicas (pressão, volume, entropia, energia interna, temperatura, entalpia, energia livre, etc) constituem a base da TERMODINÂMICA.

Um outro campo, onde ocorrem as grandezas microscópicas, as quais descrevem átomos e moléculas, do sistema (velocidade, momento angular, energias, massas), fazem parte da MECÂNICA ESTATÍSTICA.

Em qualquer sistema, ambas as grandezas (microscópicas e macroscópicas) devem se correlacionas, pois são formas distintas de descrever uma mesma situação.

As leis da termodinâmica somente passaram a fazer sentido após a criação do universo (surgimento do espaço tempo tridimensional), pois em situações extremas (início ou fim) é provável que tudo se comporte de forma bem diferente ao que se conhece atualmente.




2- LEI ZERO - Equilíbrio térmico


Esta lei se relaciona com a temperatura dos corpos.

Um modo formal de expressa-la é o seguinte:

Existe uma grandeza escalar, denominada temperatura, que é uma propriedade de todos os sistemas termodinâmicos em estado de equilíbrio térmico, tal que sua igualdade é uma condição necessária e suficiente para que ocorra esse equilíbrio.

Em essência, a lei zero afirma que há uma grandeza denominada temperatura.




3- PRIMEIRA LEI- Calor, uma forma de energia


Quando dois corpos em temperaturas distintas são colocados em contato um com o outro, a temperatura final desse sistema está compreendida entre a temperatura mais alta e a mais baixa.
Dessa forma, conclui-se que houve transferência de calor (ΔQ) do corpo mais quente para o mais frio. Assim calor é energia em trânsito de um corpo para outro, devido a um diferencial de temperatura. A essa energia denomina-se energia térmica.

O trabalho (W), como o calor, implica em transferência de energia, porém a temperatura não está envolvida.
O trabalho realizado por um sistema depende dos estados inicial e final, alem dos estados intermediários, ou seja, do caminho seguido pelo sistema durante os processos ocorridos.

A primeira lei trata da constância da energia no universo e sua equação é dada por:

du = dq - dw ΔU = ΔQ – W (1)

Onde:

ΔU = variação da energia interna do corpo. U decresce com o decréscimo da temperatura, pois

U = f(T) → U = kT → ΔU = Uf – Ui → ΔU = k(T2-T1) (2)

A energia interna da matéria pode ser traduzida como:

-agitação térmica
-energia potencial de configuração – forças internas conservativas- energia cinética atômico moleculares
-rotação vibração e movimentos atômicos de partículas elementares

Tal energia só tem sentido se medida sua variação.

ΔQ é energia fornecida ao sistema ou por ele produzida ou trocada com o meio (calor).

W é o trabalho realizado durante a expansão ou contração de um dado volume, contra alguma força.
Tal trabalho é dado pela expressão:

dW = ∫p dV → p (V2 - V1) (3), sendo a pressão constante.

juntando-se as expressões (2), (3) em (1) vem que:

k(T2-T1) = ΔQ - ∫p dV k(T2-T1) = ΔQ - p (V2 - V1) → U2 - U1 = ΔQ - p (V2 - V1)

ΔQ = (U2 + p V2) - (U1 + p V1) ΔQ = H2 - H1 ΔQ =ΔH

A grandeza ΔH é denominada variação de entalpia da massa gasosa. Pode-se interpretar este último como o trabalho realizado para "criar espaço" para a massa gasosa ocupar o volume V sob pressão p. Ou seja, pode ser vista como a "energia total" da massa de gás no ambiente.


Para processos genéricos, precisamos usar diferenciais:

dH = dU + d(p V) = dU + p dV + V dp. Mas dU = dQ - dW conforme primeira lei.

Portanto,

dH = dQ - dW + p dV + V dp.

Considerando a igualdade já vista dW = p dV, temos a simplificação

dH = dQ + V dp.





3.1 Calor específico




Se desejamos aumentar de dt a temperatura de uma massa m de uma determinada substância, a experiência mostra que a quantidade de calor necessária dQ é proporcional à massa e à diferença de temperatura:

dQ = c m dt

O coeficiente de proporcionalidade c é denominado calor específico da substância. A unidade no Sistema Internacional é J / (kg ºC) ou J / (kg K). Lembrar que intervalos de temperatura em ºC e em K são idênticos. Entretanto, dados em unidades obsoletas - cal / (g ºC) ou kcal / (kg ºC) - certamente ainda podem ser encontrados.


O calor específico varia com a temperatura e, portanto, a igualdade ΔQ = c m Δt , só dá resultados aproximados para pequenos intervalos.

Em cálculos mais exatos deve ser considerada a variação do calor específico com a temperatura. Desde que as tabelas normalmente indicam os valores médios de zero até determinadas temperaturas, pode-se deduzir a fórmula seguinte:

Q =m ∫1,2 c dt = m ( ∫0,t2 c dt - ∫0,t1 c dt )

e, desde que o calor específico médio é:

cmed 0,t = 1/t ∫0,t c dt, portanto 0,t c dt = cmed 0,t t.

Assim temos:

Q = m (cmed 0,t2 t2 - cmed 0,t1 t1)

Dessa forma, a equação dH = dQ + V dp transforma-se em:

dH =m c dT+ V dp

ou, sedo a pressão constante:

dU + p dV = m c dT




3.1.1 Processo sob volume constante


Neste caso, a parcela p dv da igualdade anterior é nula:
Assim, du = cv dT.

Nessa condição, simbolizamos o calor específico por cv, isto é, calor específico com volume constante.

Desde que o calor específico do gás ideal não depende da temperatura, a equação anterior pode ser escrita na forma:

Δu = cv ΔT .




3.1.2 Processo sob pressão constante


Sobre entalpia, foi visto que, para pressão invariável, o calor trocado é igual á variação da entalpia ΔQ = ΔH.
De forma similar à anterior, usamos a igualdade do calor específico no lugar de Q:

ΔH = ΔQ = m cp ΔT ou Δh = cp ΔT . Onde cp é o calor específico com pressão constante.



3.1.3 Relação entre cp e cv para o gás ideal I


Da igualdade anterior e da definição de entalpia, podemos escrever: dh = du + p dv = cp dT para um processo com pressão constante.
Mas du = cv dT. Assim, cp dT = cv dT + p dv. Ou cp = cv + p dv / dT.

Segundo a equação de estado de um gás ideal, p V = n R T. Onde n é o número de mols. Dividindo pela massa m:

p v = (n/m) R T ou v = (n/m) R T / p.

Então, p dv / dT = (n/m) R. Substituindo na anterior

cp = cv + (n/m) R ou m cp / n + m cv / n = R. Mas o termo (m c / n) é o calor específico por mol. Assim

cp mol = cv mol + R

A energia cinética média por mol de um gás ideal é dada por (3/2) R T. Mas isso deve corresponder à energia interna U.

Logo, temos (3/2) R dT = cv mol dT.

cv mol = (3/2) R. Mas isso só é válido para gases monoatômicos. Se substituímos em cp mol = cv mol + R, chegamos a cp/cv ≈ 1,67.

A relação cp/cv (que simbolizamos com x. É também usual a letra grega gama γ) é um parâmetro importante nas transformações termodinâmicas e em outros processos. Ela depende do número de átomos na molécula.




3.2 TRANSFORMAÇÕES TÉRMICAS:




3.2.1 Transformação isobárica


Transformação isobárica transformação isobárica






A transformação isobárica significa que ela ocorre a pressão constante.


Assim, da equação k(T2-T1) = ΔQ - ∫p dV transforma-se em k(T2-T1) = ΔQ- p dV, pois p = cte, que corresponde à variação da entalpia ΔQ = ΔH = cp ΔT.



3.2.2 Transformação isocórica


Transformação isocórica transformação isocórica


Na transformação isocórica, o volume é mantido constante. Assim, da equação k(T2-T1) = ΔQ - ∫p dV transforma-se em k(T2-T1) = ΔQ, pois ∫p dV = 0. Logo:

ΔQ= ΔU= cv ΔT



3.2.3 Transformação isotérmica


Transformação isotérmica transformação isotérmica




Na transformação com temperatura constante. Assim, da equação k(T2-T1) = ΔQ - ∫p dV transforma-se em ΔQ = ∫p dV, pois, k(T2-T1) = 0, uma vez que T2=T1.


O trabalho executado pelo sistema (ou trabalho externo) é calculado pela relação comum dW = p dV:

W = ∫1,2 p dV → W= ∫1,2 n R T dV / V→ W = n R T ∫1,2 dV / V →W= n R T ln (V2/V1).
Mas V2/V1 = p1/p2 e n R T = p1 V1 = p2 V2, pois se trata de uma transformação isotérmica.

Assim,

W = p1 V1 ln (p1/p2) ou W = p2 V2 ln (p1/p2) ou W = n R T ln (p1/p2)



3.2.4 Transformação adiabática



Transformação adiabática
transformação adiabática

No processo adiabático, não há troca de calor com o sistema, dq = 0. Conforme a primeira lei:
du = dq - dw
du + dw = 0.

Mas, conforme conceito de
calor específico com volume constante, du = cv dT. Sendo o trabalho de um gás dado por dw = p dv. Substituindo na anterior, temos cv dT + p dv = 0.

Das relações de calor específico, cp mol = cv mol + R.
Se multiplicamos tudo por (n/m), onde n é o número de mols e m a massa de gás, temos cp e cv dados em relação à massa: cp = cv + (n/m) R. Mas cp/cv = x ou cp = x cv.

Substituindo na anterior, x cv = cv + (n/m) R ou cv = (n/m) R / (x - 1).

Da equação dos gases ideais p V = n R T ou p v = (n/m) R T. Assim, T = (m/n) (1/R) p v. Usando a propriedade da diferencial de um produto, temos:

T = (m/n) (1/R) p dv + (m/n) (1/R) v dp.

Substituindo na em cv dT + p dv = 0 e sendo valor de cv dado por cv = (n/m) R / (x - 1), resulta:

[ (n/m) R / (x - 1) ] [ (m/n) (1/R) p dv + (m/n) (1/R) v dp ] + p dv = 0
p dv + v dp + x p dv - p dv = 0.

Simplificando e dividindo por pv,
x dv / v + dp / p = 0.

A solução para essa equação diferencial é dada por p vx = constante ou p1 v1x = p2 v2x .

Também, v1 / v2 = (p2 / p1)(1/x) .
Onde x é dado por cp/cv , conforme abordado no item 3.1.3. É comum o uso da letra grega gama - γ - no lugar de x.

Combinando a igualdade anterior com a equação dos gases ideais, podemos chegar a

v1 / v2 = (T2 / T1)[1/(x-1)] e T1 / T2 = (p1 / p2)[(x-1)/x)] .

Voltando ao início deste tópico, de du + dw = 0 temos dw = - du. Isto significa que, numa expansão adiabática, o trabalho produzido corresponde à redução da energia interna e, portanto, de temperatura. No caso contrário (compressão adiabática), o trabalho aplicado resulta em aumento da energia interna e, por conseqüência, de temperatura. Na prática, processos que se aproximam do adiabático são os que ocorrem rapidamente (há pouco tempo para troca de calor) ou os que acontecem em locais termicamente isolados.

Como o dw = -du, calculamos pela igualdade du = cv ΔT.

-Δu = w = cv (T1 - T2) = (n/m) R (T1 - T2) / (x - 1) sendo Δq = 0



3.2.4 Transformação politrópica


A transformação politrópica trata-se de uma transformação genérica.




Transformação politrópica e casos particulares
transformação politrópica

Sua forma rtem a seguinte igualdade:


p va = k (constante)

Sendo o expoente a pode ser qualquer número real - ∞ < style="font-weight: bold;">p va = k (constante), a diferencial é nula d(p va) = 0.
Essa expressão pode ser expandida com a propriedade da diferencial de um produto:

d(p va) = va dp + p a va-1 dv = 0. Dividindo tudo por p va, temos dv / v = - (1/a) dp / p.

Algumas fórmulas para a transformação politrópica podem ser deduzidas de forma análoga às da transformação adiabática, substituindo o expoente x por a.

v1 / v2 = (T2 / T1)[1/(a-1)]
e
T1 / T2 = (p1 / p2)[(a-1)/a)] .

De acordo com os cálculos efetuados em 3.2.4 tem-se:

w = (n/m) R (T1 - T2) / (a - 1)

E o calor trocado é dado por:

de acordo com a primeira lei:

du = dq - dw ΔU = ΔQ – W mcv dT = mcpdT-(k/va)dv (1);

sendo

cv = (n/m) R / (x - 1) (2)

cp = x cv (3)

Substituíndo (2) e (3) em (1) vem:

m(n/m) R / [(x - 1) dT] = [mx(n/m) R / (x - 1)dT]-(k/va)dv

Rearranjando-se os membros e realizando-se a integração, resulta:

nRΔT (1-a) = k [ (v1 1-a) -(v2 1-a)] = w (4)

mas

[n R / (x - 1) ]dT + (k/va)dv = ΔQ


w = nR (T1 - T2) / (x - 1) + k [ (v1 1-a) -(v2 1-a)]/(1-a) = ΔQ (5)

substituíndo (4) em (5) resulta:

[C(1-a) + nR (T1 - T2)(x-1) ]/ [(x - 1)(1-a)] = ΔQ

simplificando, vem que:

nR (T1 - T2)(x-a) /[(x - 1)(1-a)] = ΔQ

contudo,

nR (T1 - T2)/(1-a) = w

o que resulta

ΔQ = (x - a) w / (x - 1)

que é a quantidade de calor trocada com o meio nas transformações isotrópicas.




4. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA:



A segunda lei da termodinamica trata da questao de saber se as transformações supostas consistentes com a primeira lei ocorrem ou não na natureza.
A segunda lei, mais conhecida como entropia diz respeito à reversibilidade de processos e não a desordem propriamente dita.
Contudo, antes de se falar em entropia faz-se necessario o entendimento do que seriam processos reversíveis e irreversíveis, os quais abordaremos no tópico seguinte.




4.1 Processos reversíveis e irreversíveis


Se o sistema em questão experimenta um processo espontâneo que o leva de um estado de equilíbrio a outro, os estados intermediários não são estados de equilíbrio.


Se o processo é efetuado muito lentamente, isto é, se o sistema tem tempo de atingir o equilíbrio antes que uma nova perturbação aconteça, desenvolvendo-se em etapas infinitesimais, em qualquer instante o estado do sistema está muito próximo de um estado de equilíbrio, e o processo é chamado quase-estático.


Assim, o processo quase-estático se aproxima muito de uma sucessão de estados de equilíbrio e podemos considerá-lo, realmente, como uma sucessão de tais estados.


Se, além de ser quase-estático, o processo puder ser invertido por uma variação infinitesimal em qualquer propriedade do sistema, este processo também é reversível. Em outras palavras, o processo é reversível se pode ser invertido, com o sistema passando pelos mesmos estados (de equilíbrio) intermediários, na ordem inversa.


A importância dos processos reversíveis reside no fato de que o trabalho de expansão adiabático de um gás é máximo quando o processo em questão é reversível. E inversamente, um processo adiabático de compressão levado a cabo reversivelmente é o que custa da vizinhança o trabalho mínimo sobre o sistema.


Como exemplo de um processo reversível, consideremos um certo gás confinado a um cilindro com um pistão móvel sem atrito, ambos termicamente isolados. O gás pode ser comprimido quase-estaticamente colocando-se sobre o pistão, um a um e lentamente, grãos de areia.


O processo é reversível porque pode ser invertido retirando-se um a um, lentamente e na ordem inversa de sua colocação, os grãos de areia. Caso exista atrito entre o cilindro e o pistão, este só pode ser colocado em movimento com um certo número mínimo de grãos de areia de uma só vez, já que o atrito o "prende" ao cilindro.


Assim, o processo de compressão não pode ser quase-estático nem reversível. E caso o pistão já estivesse se deslocando lentamente, comprimindo o gás com a colocação lenta de grãos de areia, o seu movimento só poderia ser invertido com a retirada de um certo número mínimo de grãos de areia de uma só vez. O processo poderia ser quase-estático, mas não reversível.


O processo de transferência de energia na forma de calor de um corpo quente a um corpo frio é irreversível porque ocorre espontaneamente em um único sentido. Também é irreversível qualquer processo que converta energia mecânica em energia interna.


Por exemplo, quando dois objetos em contato são movidos um em relação ao outro, por efeito do atrito, e a energia mecânica se transforma em energia interna (os corpos se aquecem), o processo inverso, isto é, a transformação do excesso de energia interna novamente em energia mecânica, não pode ser realizado com a vizinhança voltando, também, ao seu estado original.


Como qualquer estado de equilíbrio termodinâmico de um fluido homogêneo, por exemplo, fica definido por duas variáveis, podemos representa-lo por um ponto no plano P-V, e uma transformação reversível, por uma curva nesse plano, já que, então, o sistema passa por uma sucessão de estados de equilíbrio.




4.2 Ciclo de Carnot












O ciclo de Carnot é o ciclo reversível constituído por dois processos isotérmicos (A-B e C-D) e dois processos adiabáticos (B-C e D-A).


Por questões didáticas, a figura representa o ciclo de Carnot para um gás ideal, e percorrido em um certo sentido, embora qualquer substância possa ser levada a executar um ciclo de Carnot e o sentido possa ser invertido.

• A-B: Expansão isotérmica (T2 constante).
O sistema recebe a quantidade de energia Q2 na forma de calor e realiza trabalho WAB contra a vizinhança.
• B-C: Expansão adiabática (T2 para T1).
O sistema não troca energia na forma de calor, mas realiza trabalho WBC contra a vizinhança.
• C-D: Compressão isotérmica (T1 constante).
O sistema perde a quantidade de energia Q1 na forma de calor e recebe trabalho WCD da vizinhança.
• D-A: Compressão adiabática (T1 para T2).
O sistema não troca energia na forma de calor, mas recebe trabalho WDA da vizinhança.

É comum dizer-se que o sistema submetido ao ciclo de Carnot absorve a quantidade de energia Q2 de uma fonte quente (reservatório térmico à temperatura T2) e perde a quantidade de energia Q1 para uma fonte fria (reservatório térmico à temperatura T1). Para o ciclo completo DU = 0, ou seja, W = Q = Q2 + Q1. Como Q1 menor que zero, já que representa energia que sai do sistema na forma de calor - Q1, com este novo Q1 > 0. Assim, escrevemos:

W = Q = Q2 - Q1

Aqui, W é o trabalho total realizado pelo sistema contra a vizinhança:

W = WAB + WBC + WCD + WDA




4.2.1 Gás Ideal

Como a energia interna de um gás ideal so depende da temperatura absoluta, DU = 0 para um processo isotérmico. A primeira lei da Termodinâmica permite escrever, então, para os processos A-B e C-D: Q2 = WAB e Q1 = WCD logo:

Q2 = nRT2 ln(VB/VA)
e:
Q1 = nRT1 ln(VD/VC)

Por outro lado, para um processo adiabático reversível, TV g -1 = constante. Aqui, g é um parâmetro que depende da natureza do gás em questão. Aplicando esta relação aos processos B-C e D-A obtemos: VD/VC = VA/VB. Assim:

Q1 = -nRT1ln(VB/VA)

Das expressões para Q2 e Q1 vem: Q2/Q1 = -T2/T1 e explicitando o sinal de Q1 podemos escrever:

Q2/Q1 = T2/T1




4.2.2 Escala Kelvin


A escala Kelvin é definida em termos do ciclo de Carnot. O procedimento para se estabelecer a temperatura Kelvin de um corpo qualquer é o seguinte.




  • Escolhe-se um certo estado particular de um sistema de referência, para o qual se arbitra uma temperatura T0. Em geral, toma-se o estado triplo da água, para o qual se arbitra a temperatura T0 = 273,16 K.



  • Estabelece-se, entre o sistema de referência e o corpo em questão, cuja temperatura T se quer estabelecer, um ciclo de Carnot.




  • Mede-se as quantidades de energia Q1 e Q2 que os corpos respectivos ganham ou perdem na forma de calor e define-se T pela relação T = [Q2/Q1] T0

Como não se impõe qualquer substância particular de operação no ciclo de Carnot mencionado, a escala de temperatura assim definida não depende de qualquer propriedade de qualquer substância particular. Por outro lado, medidas de temperatura se reduzem a medidas calorimétricas.


Ainda, lembrando que para o ciclo de Carnot tendo um gás ideal como substância de operação, vale a relação Q2/Q1 = T2/T1, que é a mesma usada para definir a temperatura Kelvin, fica evidente que a escala termométrica de gás ideal, definida pelo termômetro de gás a volume constante, é idêntica à escala Kelvin.




4.3 Entropia


Para introduzir a função de estado chamada entropia, consideremos o seguinte. Para o ciclo de Carnot :

T1/T2 = - Q1/Q2 ou S [Qi/Ti] = 0 (i = 1 e 2)



Um ciclo reversível C qualquer pode ser pensado como composto de N ciclos de Carnot, todos percorridos no mesmo sentido. As porções adiabáticas de ciclos adjacentes que coincidem, como ab, por exemplo, são percorridas duas vezes, em sentidos contrários, e se cancelam. As porções isotérmicas e as adiabáticas não canceladas constituem um ciclo, que chamaremos de Z, e que aparece como uma linha em ziguezague no plano P-V. Então, para este ciclo Z:

S [Qi/Ti] = 0 (i = 1, 2, 3, ... N)






Se o número N de ciclos de Carnot aumenta, existe um cancelamento mais completo das porções adiabáticas. Para N tendendo ao infinito, o ciclo Z se confunde com o ciclo original C, as quantidades de energia trocadas entre o sistema e a vizinhança se tornam infinitesimais (Qi tende a dQ) e a soma da expressão anterior se transforma em uma integral sobre todo o ciclo C.






Por outro lado, dois estados quaisquer A e B sobre o ciclo C definem os processos AB (processo I) e BA (processo II). Daí, levando em conta que o ciclo C é reversível, ou seja, que o processo BA pode ser percorrido em sentido contrário, a integral acima pode ser escrita.






Este resultado mostra que existe uma função de estado, que chamamos de entropia e representamos por S, tal que, para um processo reversível qualquer entre os estados A e B:







Uma mudança espontânea é uma mudança irreversível. Assim, um aumento na entropia líquida total pode ser usado como uma medida da irreversibilidade do fluxo espontâneo de calor. Mudanças irreversíveis em um sistema podem e, freqüentemente o fazem, ocorrer mesmo que não possa haver nenhuma interação e haja um fluxo negligenciável de calor entre o sistema e o ambiente.
Em casos como esses, o "conteúdo" de entropia de um sistema é maior após a mudança do que era antes.


Mesmo quando o fluxo de calor não ocorre entre o sistema e o ambiente, mudanças espontâneas dentro de um sistema isolado sempre são acompanhadas por um aumento na entropia do sistema e essa entropia calculada pode ser utilizada para medir a irreversibilidade.

Os parágrafos seguintes explicarão como esse aumento de entropia pode, ao menos em alguns casos, ser calculado.

É um axioma da Termodinâmica que a entropia, como a temperatura, pressão, densidade, etc, é uma propriedade de um sistema e depende apenas das condições existentes no sistema. A despeito dos processos ocorridos para se alcançar uma dada condição, o teor de entropia para essa condição é sempre o mesmo.

Em outras palavras, para qualquer conjunto dado de valores de pressão, temperatura, densidade, composição, etc., pode haver apenas um valor de teor de entropia.
É essencial lembrar-se disso:

Quando um sistema que sofreu uma mudança irreversível retorna para sua condição original (mesma temperatura, pressão, volume, etc), seu teor de entropia será do mesmo modo igual ao de antes. Nos casos em que um sistema isolado sofre um aumento de entropia como resultado de mudanças espontâneas dentro do sistema, podemos calcular esse aumento postulando um processo pelo qual o aumento de entropia do sistema é transferido para o ambiente de tal modo que não haja nenhum outro aumento na entropia líquida e que o sistema volta para sua condição original.

A entropia se trata de uma grandeza termodinâmica que mede a capacidade de um processo ser reversível, ou seja, a capacidade que ele tende a ocorrer em um único sentido.

Depende do estado inicial e final da transformação, assim apenas sua variação é o que nos interessa. Para os ciclos é dada por:





pois se tratam de processos reversíveis.



Para processos irreversíveis, tem-se:




Aqui se enquadram os processos naturais, ou seja, estes sempre se desenvolvem com aumento de entropia.

Contudo, aumento de entropia não significa perda de energia, mas sim degradação da mesma, sendo o calor a forma de energia mais degradada no universo.

O conceito acima está coerente com o que ocorre no universo, pois sendo ele um processo natural, sua entropia tende a aumentar. Assim, a variação da entropia será dada por:

ΔS = ∫ dQ/T → S
2–S1 = ∫ dQ/T ΔS = ∫ dQ/T = 0.

A Segunda Lei da Termodinâmica, uma importante lei física, determina que a entropia total de um sistema termodinâmico isolado tende a aumentar com o tempo, aproximando-se de um valor máximo.


Duas importantes conseqüências disso são que o calor não pode passar naturalmente de um corpo frio a um corpo quente, e que um moto-contínuo, ou seja, um motor que produza trabalho infinitamente, sem perdas por calor, seja impossível.

O aumento de entropia do ambiente pode ser então facilmente calculado pela equação (1): S = q/T, em que q = calor absorvido pelo ambiente e T = temperatura absoluta do ambiente.
Vale relembrar que quando um sistema retorna à sua condição original, seu teor de entropia será o mesmo de antes de sua mudança irreversível.


Assim, a quantidade de entropia absorvida pelo ambiente durante o retorno deve necessariamente ser igual ao aumento de entropia que acompanha a mudança irreversível original do sistema, assegurando que não haverá nenhum aumento a mais da entropia líquida durante o retorno ao seu estado inicial.


Esse processo de retorno postulado e as propriedades postuladas do ambiente são apenas para propósito de cálculo.


Uma vez que não lidemos com o ambiente como tal, ele pode ser postulado sob qualquer forma necessária para simplificar os cálculos; não é nem necessário, nem desejável que o ambiente corresponda a qualquer condição que possa existir de verdade.


Assim, postularemos um processo teórico de retorno que ocorra sem um aumento a mais da entropia líquida, mesmo que esse processo não possa ser obtido experimentalmente na realidade.


O processo de retorno, caso ocorresse na realidade, teria que ser acompanhado de pelo menos uma pequena quantidade de irreversibilidade e, portanto, de um aumento adicional da entropia do ambiente além do aumento de entropia pela mudança irreversível original do sistema.


Isso porque o calor não flui sem uma diferença de temperatura, o atrito não pode ser inteiramente eliminado, etc.


Assim, o processo de retorno, se ocorrer sem um aumento a mais da entropia líquida total, deve ser postulado ocorrer sem nenhuma irreversibilidade. Se tal processo pudesse se realizar realmente, seria caracterizado por um estado contínuo de equilíbrio (i.e., sem diferenças de pressão ou temperatura) e ocorreria a uma taxa tão baixa que iria requerer um tempo infinito. Processos como esses são chamados de processos "reversíveis".


Lembre-se que, processos reversíveis são postulados para simplificar o cálculo da mudança de entropia em um sistema; não é necessária a possibilidade de serem alcançados experimentalmente.


Não é necessário assumir-se que a equação (1) requeira que q, o calor absorvido, deva ser obrigatoriamente absorvido de modo reversível.


O conceito de reversibilidade é simplesmente um meio para um fim: o cálculo da mudança de entropia acompanhando um processo irreversível.


O exemplo seguinte irá ilustrar o cálculo de um processo reversível de retorno e ao mesmo tempo desenvolver a equação que é a base da relação termodinâmica entre probabilidade e a segunda lei.


Iremos postular um sistema que consiste de um gás "ideal" contido em um tanque conectado a um segundo tanque que foi completamente evacuado, com a válvula, entre os dois tanques, fechada.


A temperatura do sistema e de seu ambiente é postulada ser a mesma . Um gás ideal é aquele cujas moléculas são infinitamente pequenas e não possuem nenhuma força atrativa ou repulsiva entre si. (Sob condições ordinárias, hidrogênio e hélio aproximam-se bastante das propriedades de um gás ideal.)


Usa-se um gás ideal a fim de desenvolver a relação básica sem introduzir fatores de correção complicados para o tamanho das moléculas e as forças que cada uma exerce sobre a outra.


Quando a válvula é aberta, o gás se expande irreversivelmente de V1 (seu volume original) para V2 (o volume de ambos os tanques). Não há nenhum trabalho de compressão do e sobre o ambiente.


Como o gás é ideal não há nenhuma mudança de temperatura e, portanto, nenhum fluxo de calor ocorre. Logo: ΔU = 0; ΔQ =0 e W = 0 (a pressão e o volume variam, mas não há qualquer força atuando contra a expansão do gás).

Mas como ΔS só depende dos estados inicial e final e não do processo, para calcular ΔS podemos imaginar qualquer processo reversível entre os estados inicial e final. Assim, supondo um processo isotérmico reversível, temos: ΔS = Q/T, onde Q representa a quantidade de energia absorvida na forma de calor pelo gás.
Mas como a energia interna de um gás ideal depende apenas da temperatura absoluta, ΔU = 0 para um processo isotérmico e então:

Q = W = nRT ln[V2/V1]

A entropia então sera dada por:

DS = Q/T nRln[V2/V1]

Caso o processo fosse irreversível, com o gás se expandindo desde o início contra uma pressão constante, teriamos:

Q = W = PDV e, sendo DS = Q/T, o resultado seria:DS = PDV/T.

Neste processo irreversível, a entropia do gás ideal sofre uma variação DS, tal como o processo anterior. Este número pode ser pensado como a soma de dois termos:

- o aumento de entropia do gás ideal devido à interação (troca de energia) com a vizinhança

- s, a entropia gerada no interior do gás pela irreversibilidade do processo.

A vizinhança, que perdeu energia para o gás, sofre uma variação de entropia dada pelo aumento de entropia do gás ideal . Desse modo, a variação da entropia do universo (sistema + vizinhança) não é zero, mas sim s .
A entropia do universo aumenta quando ocorrem processos irreversíveis.

Assim, para um processo irreversível A-B, devemos ter:





Os processos naturais são espontâneos, ou seja,não quase estáticos e, portanto, irreversíveis. Os processos naturais ocorrem sempre com aumento de entropia.
Entretanto, para levar processo de volta ao seu estado inicial, deve-se realizar trabalho sobre ele. Assim, o processo sofre certa degradação termodinâmica.
Esta expressão significa que o processo perde parte de sua capacidade de realizar trabalho.

A degradação termodinâmica corresponde a um desperdício de energia que, de outro modo, poderia ter sido utilizada, é comum referir-se a ela como uma degradação de energia. A entropia é a grandeza física que dá uma medida desta degradação termodinâmica. Logo, em todos os processos irreversíveis existe, em maior ou menor grau, certa degradação termodinâmica. Como esta degradação.


5 ENTROPIA E DESORDEM NO UNIVERSO:


A entropia está relacionada com o número de configurações (ou arranjos) de mesma energia que um dado sistema pode assumir. A interpretação molecular da entropia sugere que, em uma situação puramente geométrica, quanto maior o número de configurações, maior a entropia.

Por esta razão, a entropia é geralmente associada ao conceito subjetivo de desordem. No entanto, o conceito de configurações equiprováveis não se restringe a configurações geométricas, mas envolve também as diferentes possibilidades de configurações energéticas.

Por isso, a noção de desordem, embora útil e muito comum, pode ser imprecisa e
incompleta em muitos casos.

Por outro lado a Segunda Lei declara que, se sendo o Universo um sistema fechado, estaria em irreversível aumento de Entropia. O que o levaria à morte térmica.

Portanto a Entropia inicial do Universo deveria ser Mínima, o que é coerente, pois sua temperatura, ao que tudo indica, tenderia a valores infinitos.

Um universo primordial estaria condensado em um espaço do tamanho de uma corda (comprimento de Planck 10^-35 m e é considerado a menor quantidade produzida pela Natureza).

Assim, suas leis seriam bem diferentes das atuais.

Quanto a terceira lei, esta coloca que a Entropia máxima só é possível numa Temperatura Mínima. Contudo, a temperatura mínima é zero kelvin (-273,15 °C), a qual segundo as leis que regem nosso universo é inatingível.

Este valor ocorreria para um universo em estágio final, onde sua temperatura tenderia a 0K e não mais teria capacidade de realizar trabalho.
Sendo a equação anteriormente calculada ΔU = – W
e
ΔU = Uf – Ui → ΔU = k(Tf-Ti)
pois Tf <<<< Ti

No entanto, não se sabe como se comportará um universo em estado terminal. Provavelmente, suas propriedades serão bem diferentes do que se conhece para um universo no estágio atual de desenvolvimento.

Talvez, até haja a possibilidade de ocorrência de uma reversão em do processo e o universo passe a se contrair em busca de uma entropia mínima, até o retorno da singularidade que lhe deu início.

Atualmente, sabe-se que a baixas temperaturas, ocorre o condensado de Bose-Einstein, que é um fenômeno no qual os bósons que formam uma substância (um gás de bósons) convergem para o menor estado de energia, em um estado quântico comum, numa temperatura próxima ao zero absoluto.

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/boseeinstein/condensado_bose_einstein.html

http://pt.wikipedia.org/wiki/Condensado_de_Bose-Einstein

Tal resfriamento propicia que os átomos resfriados se condensem em um super átomo que faz com que aqueles se comportem como se fossem uma única entidade.

Não se sabe se o mesmo ocorreria num universo terminal e se o comportamento acima descrito propiciaria uma reversão de seu processo degradação.
Isso poderia ser entendido como uma singularidade para reiniciar o processo de formação de um novo universo. Parece-me que seria uma entropia mínima, (uma vez que tudo se comportaria como uma única entidade) a baixas temperaturas (o que é contraditório à equação da entropia).

Dessa forma, verificar-se-ía um "big - crunch", com o qual o novo universo seguiria a caminho de uma entropia mínima, a qual seria a singularidade do big - bang.
Entretanto, isso é mera especulação da minha parte. Desconheço estudos nessa área aplicados à formação do universo.


6- ENTROPIA E A TEORIA DA EVOLUÇÃO:


Alguns criacionistas têm como esteio para suas teorias o fato de que a teoria dea evolução viola a segunda lei da termodinâmica, pois não é possível partir-se da desordem para se chegar a ordem. Como a entropia do universo tende a aumentar, e sendo entropia sinônimo de desordem, a evolução passaria a ser involução e, portanto, a tendência dos seres não é melhorar e sim piorar.

Este raciocínio é completamente equivocado, pois evolução nada tem a ver com segunda lei da termodinâmica, conforme estudamos.

Entropia e calor não são sinônimos, e nem exatamente aumentam em proporção direta.

Conforme os exemplos anteriores, se aumentássemos o volume do sistema reduzindo a pressão, a temperatura cairia, mas o sistema continua sendo considerado mais Entrópico que no estado inicial mesmo que a temperatura fosse menor, pois entropia é um medida de reversibilidade da transformação.

Diz apenas que neste atual sistema, produzir outra forma de energia que não calor “é menos possível” que no estado inicial.

Ou seja, Entropia é a quantidade de energia calorífica que não pode mais ser convertida em outra forma de energia (trabalho). É uma medida do nível de reversibilidade.

A Terra não é um sistema fechado. É aberto. Sendo assim, recebe energia do Sol (calor, luz, ultravioleta, neutrinos, prótons livres) e do espaço (raios cósmicos), cede calor ao espaço, recebe matéria sólida (meteoros e cometas) e cede matéria sólida (hidrogênio em altas camadas da atmosfera perde-se no espaço). Vide quadro abaixo:











Além disso, a Terra não recebe esse calor por igual; algumas partes recebem mais que outras o que, por si só, já gera situações distintas em diferentes áreas do planeta.

Mesmo que a Terra fosse um sistema fechado, ela poderia sim desenvolver áreas isoladas onde a Entropia diminuísse em relação a outras, como o centro do planeta por exemplo, que é a parte mais quente.

Há bilhões de anos, a temperatura do planeta era muito maior, grande parte desse calor foi convertido em outras formas de energia, mas não todo, pois é isso que proíbe a Segunda Lei, e parte do calor se perdeu para o espaço.
Caso se verificasse real o que fora exposto acima, o planeta não teria vida. Mas não é o que ocorre.

Uma planta, por exemplo, transforma luz solar, água e gás carbônico em açúcar (matéria orgânica) e libera oxigênio como resíduo.

O processo acima é o de fotossíntese que parte de água + gás carbônico + energia solar + nutrientes do solo para formar um organismo complexo (a planta).

Um animal come uma planta, a desagrega em proteínas, gorduras e carboidratos, os absorve. Parte da energia da planta usa para se desenvolver e parte se transforma em resíduo, o que é perfeitamente compreensível.

Dessa forma, não há impedimentos em se sair de um estado de desordem e se chegar em um de ordem.

Basta fornecer energia para o sistema.

Também, entropia é uma medida que indica o caminho mais provável de ocorrência de um evento.

Isso não significa que eventos improváveis não possam ocorrer.

Evolução de seres não tem nada a ver com entropia.

Portanto a alegação de que a evolução viola a segunda lei é absolutamente errada.
Primeiro por que a terra não é um sistema fechado, e segundo por que entropia nada tem haver com complexidade de sistemas, com casualidade em geral ou com organização que não seja em nível de partículas.

A terra é apenas um subsistema de um grande sistema (universo), desse modo, pode reduzir sua entropia enquanto outro subsistema esta aumentando a sua (sol o qual queima hidrogênio transformando-o em hélio + energia luminosa, calor, raios X, gama, cósmicos, etc).


7 CONCLUSÃO:

A evolução não contradiz nenhuma lei da termodinâmica, pois em nada se relaciona a ela. Contudo, o evento da vida está intimamente correlacionado a todas elas.

O Design Inteligente (DI) também não as contraria, pois os animais provêm da energia divina a qual emana de Deus. Mas peca no aspecto de não dizer de onde vem Deus (ele simplesmente é; nada o criou e jamais terá fim), o que é uma violação do primeiro princípio.

Entretanto, o debate sobre a origem de Deus não é palpável em termos científicos. Restringe-se ao campo da Filosofia, uma vez que a ciência somente deve-se ater àquilo que pode ser mensurável.

Com isso espero poder ter colaborado na elucidação de conceitos os quais têm povoado a seara de debates entre criacionistas e evolucionistas, sendo que ambos, ora se confundem ora deturpam os conceitos aqui apresentados em prol de defenderem suas posições.

O debate não se encerra, pois a ciência está engatinhando em termos das origens da vida e do universo.


Bibliografia


Física Halliday e Resnick: Física Vol II LTC Editora

Tipler e Llewellyn: Fisica Moderna LTC Etitora

Hawkin: Breve História do Tempo Ilustrada Ed. Albert Einstein

Cesar e Sezar: Biologia Atual Editora

de Duve: Poeira Vital Ed. Campus

Kreith: Princípios da Transmissão de Calor Ed Edgard Blucher

Feltre: Química Ed. Moderna

Holman: Transmissão de calor Ed Mc Graw Hill

Van Wylen e Sonntag: Fundamentos da Termodinâmica Classica Ed Edgard Blucher

9 comentários:

David Sousa disse...

Muito interessante a sua explanação - Realmente,a 2ª lei da termodinamica não contraria a teoria da evolução, apenas diz que ela não é um processo espontâneo, ou seja, não acontece naturalmente (ou melhor, a probabilidade de acontecer é ínfima).
Ou esse mundo tem muita sorte de existir como é hoje... ou realmente houve uma intervenção divina nisso tudo. A existência de Deus não afeta a primeira Lei da termodinamica pois Deus não é materia nem energia.
Enfim, acreditar em Deus é algo que vem de cada um e não cabe à ciência dizer em que devmos acreditar e sim à religião/filosofia.
A ciencia é uma tentativa cega humana de explicar a realidade, e se baseia no método de tentaiva e erro. Talvez um dia venhamos a descobrir que a teoria da evolução corresponde à verdade (ou não), mas a existência de Deus jamais poderá ser negada (ou mesmo provada) pela ciência.

Espero que não tenha ofendido ninguém, minha opinião é imparcial, pois sou cristão mas também sou cientista.
Abraços

Elyson Scafati disse...

Quanto à não espontaneidade de processos, viver também não é um processo espontâneo. Seres vivos precisam de energia para crescer e continuar vivendo.

Vc parece não ter entendido a relação entropia/ evolução. Uma coisa não tem nada a ver com a a outra, como deixo claro no texto.

Somente se considera a entropia relacionada ao evento da vida que é diferente de teoria da evolução das espécies. Basta fornecer energia e poderemos ter um processo irreversível como reversível.

ex. folha de papel que queima e produz Co2 e H2O. O pé de feijão recebe luz do Sol, faz fotossíntese e usa esse CO2 e H2O para fazer glicose e crescer.

Qual a impossibilidade disso ocorrer? Nenhuma. Qual a impossibilidade do pé de feijão evoluir? Nenhuma.

A entropia leva a degradação da matéria a sua forma mais baixa que é o calor.

A entropia não determina a probabilidade de seres evoluirem ou não, mas a espontaneidade de processos termodinâmicos.

Basta as espécies viverem a fim de que se adaptem ao seu meio. O que isso tem a ver com espontaneidade de processos termodinâmicos? Nada.

Basta que ambientes se transformem para seres vivos se transformarem.

O acaso da evolução é o acaso da mudança ambiental. Não sabemos como ou quando ocorrerá e que condições trará para as espécies.

Se elas se adaptarem (evoluirem) sobrevivem, do contrário se extinguem.

O conceito de deus criador não viola a primeira lei mas viola a segunda, pois se não é matéria e nem energia, não é nada e assim não poderia criar nada.

Tão pouco é objeto da ciência correr atrás de Deus, pois nada na natureza atesta que o mesmo tenha dado o ar da graça. Daí sua probabilidade de existir ser ínfima, embora diferente de zero.

Não vejo a ciência como uma tentativa cega da humanidade. Ela procura responder como é o mundo do ser, daí tem de ser objetiva.

Quando à crença religiosa, ela explica o mundo do dever ser, daí o excesso de carga subjetiva quanto aos supostos "n " deuses criadores que andam por ai.

Seja sempre bem vindo.

Daniel disse...

David, a termodinâmica não diz que a evolução é improvável, a termodinâmica simplesmente não tem nada a ver com o processo evolutivo.

Essa explicação sobre termodinâmica está bastante completa, porém um tanto quanto complexa também.

Quem inventou esse argumento contra a evolução, errou feio em pelo menos 4 pontos:

Primeiro erro:

- Termodinâmica é o estudo de alterações de pressão, volume e temperatura em um sistema. Não tem nada a ver com processos biológicos, embora obviamente, processos biológicos não podem violar os princípios da termodinâmica, caso contrário a vida seria impossível.

Evolução é um processo biológico indireto, para que ela ocorra basta que:

1- a vida exista

2- exista variedade entre indivíduos, a prole nunca é completamente idêntica aos pais.

3- exista hereditariedade.

4- exista uma mecanismo de SELEÇÂO. Esse mecanismo irá eliminar variedades que prejudicam a espécie, por reduzir sua expectiva de vida e consequentemente a chance de passar essa característia ruim para a próxima geração. Ou pelo menos irá mante-la com uma frequência baixa. Ao mesmo tempo favorece caracxterísticas benefícas, aumento sua frequencia no pool genético da espécie.

Nenhum desses pontos contraria a termodinâmica.

Segundo erro:

- entropia não é desordem da matéria. A forma mais clara de entender entropia é por energia perdida, energia que não pode ser usada para trabalho no sistema. Por exemplo, em um sistema lâmpada-bateria, a energia estocada na bateria não é entropia, ele tem potencial para realizar trabalho. Porém durante o trabalho de converter eletridade em luz, parte desse energia em perdida na forma de calor (primeira lei, nenhuma transformação é 100% eficiente, sempre haverá perdas). Esse calor é energia que não pode ser usada pelo sistema, ele é a ENTROPIA.

Terceiro erro:

- a entropia aumenta apenas em sistemas fechados. Um sistema fechado é um sistema que não recebe energia de um meio externo, e nem perde energia para o meio externo. Se nesse exemplo, a lampada-bateria é um sistema fechado, estando dentro de uma caixa que não permite nada entrar ou sair (incluindo luz e calor); então a entropia irá sempre aumentar até que a energia da bateria acabe, pois o calor produzido pela lâmpada (entropia) não pode sair, e a quantidade de enrgia disponível na bateria está continuamente se esgotando.

Ou seja, o sistema sai de um estado inicial de baixa entropia para terminar em um estado final de alta entropia. Basicamente é isso que a segunda lei diz.

Porém seres vivos não são sistema fechados, ele trocam matéria e energia com o meio externo, e o próprio meio externo (o planeta) também não é um sistema fechado, pois recebe energia do Sol, que é a base de toda a vida na Terra.

A segunda lei simplesmente não se aplica ao meio ambiente, não existe ser vivo que seja um sistema fechado.

Quarto erro

- não perceber a grosseria dessa afirmação de que tudo sem exceção tende a desordem quando temos uma variedade enorme de fenômenos que mostram exatamente o contrário, exemplos:

. reações químicas- transformam moléculas mais simples em moléculas mais complexas.

. reações nucleares- como no Sol (estrelas em geral), onde o átomo mais simples na natureza, o hidrogênio, é convertido por fusão em elementos mais complexos, como hélio, oxigênio, carbono, etc.

. crescimento embrionário- uma célula segue um processo de aumento de complexidade contínuo, até se tornar um sistema com bilhões de células.

. estruturas moleculares- aumento de complexidade de cadeias de carbono podem transformar carvão em diamente, quando submetido a alta pressão e temperatura por um longo período de tempo.

Enfim, se o universo seguisse essa suposta "lei" de que tudo tende a desordem, a própria vida seria impossível.

daniel disse...

continuando:

Terceiro erro:

- a entropia aumenta apenas em sistemas fechados. Um sistema fechado é um sistema que não recebe energia de um meio externo, e nem perde energia para o meio externo. Se nesse exemplo, a lampada-bateria é um sistema fechado, estando dentro de uma caixa que não permite nada entrar ou sair (incluindo luz e calor); então a entropia irá sempre aumentar até que a energia da bateria acabe, pois o calor produzido pela lâmpada (entropia) não pode sair, e a quantidade de enrgia disponível na bateria está continuamente se esgotando.

Ou seja, o sistema sai de um estado inicial de baixa entropia para terminar em um estado final de alta entropia. Basicamente é isso que a segunda lei diz.

Porém seres vivos não são sistema fechados, ele trocam matéria e energia com o meio externo, e o próprio meio externo (o planeta) também não é um sistema fechado, pois recebe energia do Sol, que é a base de toda a vida na Terra.

A segunda lei simplesmente não se aplica ao meio ambiente, não existe ser vivo que seja um sistema fechado.

Quarto erro

- não perceber a grosseria dessa afirmação de que tudo sem exceção tende a desordem quando temos uma variedade enorme de fenômenos que mostram exatamente o contrário, exemplos:

. reações químicas- transformam moléculas mais simples em moléculas mais complexas.

. reações nucleares- como no Sol (estrelas em geral), onde o átomo mais simples na natureza, o hidrogênio, é convertido por fusão em elementos mais complexos, como hélio, oxigênio, carbono, etc.

. crescimento embrionário- uma célula segue um processo de aumento de complexidade contínuo, até se tornar um sistema com bilhões de células.

. estruturas moleculares- aumento de complexidade de cadeias de carbono podem transformar carvão em diamente, quando submetido a alta pressão e temperatura por um longo período de tempo.

Enfim, se o universo seguisse essa suposta "lei" de que tudo tende a desordem, a própria vida seria impossível.

daniel disse...

David, a termodinâmica não diz que a evolução é improvável, a termodinâmica simplesmente não tem nada a ver com o processo evolutivo.

Essa explicação sobre termodinâmica está bastante completa, porém um tanto quanto complexa também.

Quem inventou esse argumento contra a evolução, errou feio em pelo menos 4 pontos:

Primeiro erro:

- Termodinâmica é o estudo de alterações de pressão, volume e temperatura em um sistema. Não tem nada a ver com processos biológicos, embora obviamente, processos biológicos não podem violar os princípios da termodinâmica, caso contrário a vida seria impossível.

Evolução é um processo biológico indireto, para que ela ocorra basta que:

1- a vida exista

2- exista variedade entre indivíduos, a prole nunca é completamente idêntica aos pais.

3- exista hereditariedade.

4- exista uma mecanismo de SELEÇÂO. Esse mecanismo irá eliminar variedades que prejudicam a espécie, por reduzir sua expectiva de vida e consequentemente a chance de passar essa característia ruim para a próxima geração. Ou pelo menos irá mante-la com uma frequência baixa. Ao mesmo tempo favorece caracxterísticas benefícas, aumento sua frequencia no pool genético da espécie.

Nenhum desses pontos contraria a termodinâmica.

Segundo erro:

- entropia não é desordem da matéria. A forma mais clara de entender entropia é por energia perdida, energia que não pode ser usada para trabalho no sistema. Por exemplo, em um sistema lâmpada-bateria, a energia estocada na bateria não é entropia, ele tem potencial para realizar trabalho. Porém durante o trabalho de converter eletridade em luz, parte desse energia em perdida na forma de calor (primeira lei, nenhuma transformação é 100% eficiente, sempre haverá perdas). Esse calor é energia que não pode ser usada pelo sistema, ele é a ENTROPIA.

Elyson Scafati disse...

David e daniel recomendo a leitura de:

http://cienciaxreligiao.blogspot.com/2009/03/introducao-desfazer-o-mal-que.html

os 9 posts

Aqui explano muito profundamente a entropia.

Anônimo disse...

É tudo verdade. Só que vocês "esqueceram" de dizer que no universo a entropia sempre aumenta. Resumindo: o nosso universo não quer construir nada. Ele quer destruir. Além disso esqueceram de dizer que a matemática conspira contra a teoria da evolução. Basta ver que para se conseguir a palavra LIVROS de forma correta as chances são de uma em 720. Supondo que as moléculas tem que ser ordenadas de forma correta uma molécula com 20 átomos teremos 20! E supondo a que não exista a concorrência de moléculas "predadoras" (aquelas que nada gerariam) Nota-se a dificuldade da matemática da teoria da eovulução.

Elyson Scafati disse...

Errado anônimo. Para o universo em si a entropia aumenta, mas em determinados locais ela decresce. Apenas forneça energia a um sistema e surpresa!!!! Ele ludibria a entropia. se não fosse assim, não estariamos viivos.

A questão da entropia como já repeti "n" vezes vale para SISTEMAS FECHADOS. Qq ser vivo é um sistema aberto (vc come, caga, mija, toma sol, bebe, transa, etc).

Todos os dias vc diminui sua entropia construindo seu corpo, mas o balanço entre vc e o sistema como um todo (meio externo é sempre positivo, ou seja, a entropia cresce.

Assim, sua afirmativa de que a matemática conspira contra a TE é um engano.

Moléculas não se ordenam aleatoriamente como preconizam os criacionistas. Elas o fazem conforme propriedades físico-químicas de seus elementos.

Como não tenho saco para repetir sempre a mesma coisa (criacionistas tem de ser condicionados , pois agem por instinto), aqui vai uma série de explicações para vc.

São 9 tópicos. Isso talvez desmestifique suas ideias acerca da entropia e o faça ter uma melhor compreensão deste conceito.


http://cienciaxreligiao.blogspot.com/2009/03/introducao-desfazer-o-mal-que.html

e aqui segue sobre a entropia do universo

http://cienciaxreligiao.blogspot.com/2010/07/explicando-o-universo-parte-vii.html

Espero que aprenda e que não mais caia no engodo criacionista.

Ramon disse...

a evolução química não contradiz nenhuma regra matemática, a matemática logo dará o passo para provar a evolução, aliada com as outras ciências. Como a física o fará quando consegui unir a teoria quântica(micro) com a teoria da relatividade(macro)...